(Лабораторна робота №7, 2 год.)

Короткі теоретичні відомості

Майже всі метали окиснюються кислотами. Характер взаємодії з кислотою залежить від активності металу, від його властивостей, а також від концентрації кислоти.

Взаємодію металів розглянемо з найбільш вживаними кислотами: HCl, H₂SO₄ та HNO₃.

При взаємодії безоксигенної кислоти з металом роль окисника відіграє йон Н⁺. Якщо ж з металом реагує оксигеновмісна кислота, то в ролі окиснювача виступає йон Гідрогену або аніон кислотного залишку. Як розбавлена так і концентрована хлоридна кислота взаємодіє з металами, які стоять у ряді активності до водню, при цьому виділяється водень та утворюється сіль відповідного металу:

Mg + HCl = MgCl₂ + H₂.

Взаємодія сульфатної кислоти з металами проходить в залежності від її концентрації. Розбавлена окиснює своїм йоном Н⁺, тому вона взаємодіє тільки з металами, які стоять в ряді активності до водню. В концентрованій сульфатній кислоті окисником є йон S⁺⁶. Вона окиснює метали до срібла включно. Залежно від активності металу та концентрації кислоти продукти відновлення змінюються від H₂S до SO₂:

2Ag + 2H₂SO₄/к/ = Ag₂SO₄ + SO₂ + 2H₂O,

3Zn + 4H₂SO₄/к/ = 3ZnSO₄ + S +4H₂O,

4Mg + 5H₂SO₄/к/ = 4MgSO₄ + H₂S + 4H₂O.

При дії HNO₃ на метал окисником є N⁺⁵. Як і у випадку сульфатної кислоти продукт реакції залежить від концентрації кислоти та активності металу. Метали, які стоять в ряді активності після водню, а також метали середньої активності відновлюють її до NO. В цілому розбавлена нітратна кислота може відновлюватися до NO, N₂O, N₂, NH₄NO₃. Як правило амоній нітрат виділяється, коли беруть сильно розведену кислоту та активний метал (наприклад Mg).

Концентрована (димляча) нітратна кислота окиснює метали з утворенням солі та виділенням NO₂:

4Ca + 10HNO₃/р/ = 4Ca(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O,

10Al + 36HNO₃/р/ = 10Al(NO₃)₃ + 3N₂ + 18H₂O,

Fe + 4HNO₃/р/ = Fe(NO₃)₃ + NO + 2H₂O,

Fe + 6HNO₃/к/ = Fe(NO₃)₃ + NO₂ + 3H₂O.

Хід роботи

1 Взаємодія міді з кислотами

В три пробірки покладіть по кусочку мідного дроту і долийте по 1 – 2 мл розведених кислот HCl, H₂SO₄, HNO₃. Ті пробірки, в яких реакція при кімнатній температурі не йде, підігрійте (обережно!). Запишіть спостереження та рівняння реакцій. Повторіть дослід з концентрованими кислотами.

2 Взаємодія цинку з кислотами

В три пробірки покладіть по кусочку цинку і долийте по 1 – 2 мл розведених кислот HCl, H₂SO₄, HNO₃. Ті пробірки, в яких реакція при кімнатній температурі не йде, підігрійте (обережно!). Запишіть спостереження та рівняння реакцій. Повторіть дослід з концентрованими кислотами.

Зразок картки контролю знань

1. Складіть повні рівняння реакцій:

Ag + HNO₃/конц./ ®

Li + H₂SO₄/конц./ ®

Mg + HCl/розв./ ®

Якщо можливі різні продукти відновлення, то назвіть їх, а повне рівняння складіть для одного випадку.

Якщо реакція не відбувається – перекресліть стрілку.

Література

[1] Ч. ІІ, Розд. 7, с. 312-324

16 Електрохімічні властивості металів

(лабораторна робота № 8, 2 год.)

Короткі теоретичні відомості

Гальванічний елемент. Електродні потенціали

Характерною властивістю металів є їх здатність лише віддавати електрони, тобто вільні метали можуть виступати тільки в ролі відновників.

Здатність металів до утворення вільних позитивно заряджених йонів яскраво виявляється в реакціях витіснення металів з їхніх солей іншими, активнішими металами або під час взаємодії з кислотами-неокисниками. Наприклад, під час взаємодії цинку з хлоридною або розбавленою сульфатною кислотою відбувається окисно-відновна реакція витіснення Гідрогену Цинком.

Здатність різних металів віддавати електрони оцінюють за реакціями витіснення цих металів з їхніх солей іншими металами. Так, якщо цинкову пластинку занурити в розчин купрум (ІІ) сульфату, то відбудеться окисно-відновна реакція

Zn + Cu²⁺ = Cu + Zn²⁺.

Ця реакція відбувається, наприклад, у гальванічному елементі, в якому цинкова пластинка (один електрод) занурена у розчин цинк сульфату, а мідна (другий електрод) – у розчин купрум (ІІ) сульфату. Сполучивши цинковий та мідний електроди з гальванометром і з’єднавши розчини U-подібною трубкою, заповненою розчином електроліту, дістають гальванічний елемент. Після встановлення у гальванічному колі контакту стрілка гальванометра відхиляється у напрямку до мідного електрода. Це свідчить про те, що під час роботи гальванічного елемента електрони рухаються від цинкового електрода до мідного. Гальванічний елемент - це прилад, що служить для перетворення хімічної енергії окисно-відновної реакції на електричну. У гальванічному елементі електрони переходять від відновника до окисника не безпосередньо, а по провіднику електричного струму – по зовнішньому колу. Цей напрямлений потік електронів і є електричним струмом.

На цинковому електроді елемента відбувається розчинення цинку з перетворенням його атомів на йони, тобто процес окиснення:

Zn - 2e = Zn²⁺,

а вивільнені електрони по провіднику переходять на мідний електрод, де відбувається розряджання катіонів Купруму (процес відновлення), що супроводжується виділенням металічної міді:

Cu²⁺ + 2е = Cu.

Сумарне рівняння реакції, внаслідок якої у колі виникає електричний струм, матиме вигляд

Zn+Cu²⁺ = Zn²⁺ + Cu.

Електрод, на якому відбувається процес окиснення, називається анодом, а електрод, на якому відбувається процес відновлення,– катодом.

Електрорушійною силою E гальванічного елемента називається максимальне значення напруги гальванічного елемента, що відповідає перебігу реакції в прямому і зворотному напрямках.

Електрорушійна сила гальванічного елемента дорівнює різниці потенціалів між його електродами.

Для обчислення E від величини потенціалу катода слід відняти величину потенціалу анода. В гальванічному елементі, як уже зазначалось, катодом є позитивно заряджений електрод, анодом – негативно заряджений (під час електролізу – навпаки).

Якщо стандартна е. р. с. гальванічного елемента E° має додатну величину (ΔG° < 0), то це означає, що дана реакція йде в прямому напрямку, а якщо від’ємну – у зворотному.

Виміряти абсолютні значення електродного потенціалу φ неможливо, оскільки в будь-якому гальванічному елементі одночасно відбуваються дві електродні реакції, і його напруга дорівнює різниці електродних потенціалів. Тому на практиці користуються відносними електродними потенціалами. Електродом порівняння є стандартний водневий електрод, потенціал якого умовно прийняли таким, що дорівнює нулю.

На практиці як електроди порівняння найчастіше застосовують хлорсрібний і каломельний.

Окисно-відновним електродним потенціалом, або редокс-потенціалом, системи називають різницю потенціалів між електродом, зануреним у дану хімічну систему, і стандартним водневим електродом.

Отже, редокс-потенціал системи можна оцінити за електрорушійною силою гальванічного елемента, один з електродів якого занурений у суміш окисненої (Ox) та відновленої (Red) форм досліджуваного елемента, що містяться в розчині, а другим є стандартний водневий електрод.

Стандартний електродний потенціал – це значення потенціалу за стандартних умов і активностей окисненої та відновленої форм елемента, що бере участь у реакції, які дорівнюють одиниці.

Якщо активності речовин у розчині, що досліджується, не дорівнюють одиниці, то е. р. с. гальванічного елемента, який складається з водневого і досліджуваного електродів, наприклад електрода Fe³⁺/ Fe²⁺, обчислюють за рівнянням Нернста:

де φ° – стандартний електродний потенціал; R – універсальна газова стала; T – абсолютна температура; n – число електронів, що беруть участь у процесі; F – число Фарадея; а_0х і а_Red – активності відповідно окисненої і відновленої форм елементів, що беруть участь у процесі.