Основные вопросы химии

В пробирку налейте 10 мл дистиллированной воды и добавьте 0,5-1 мл раствора аммиака. Прибавьте несколько капель (не более!) фенолфталеина и перемешайте раствор (он должен быть бледно-розовым). Отлейте 2-3 мл полученного раствора в другую пробирку и нагрейте ее на спиртовке до изменения окраски. Охладите пробирку холодной водой (под краном). Отметьте характер изменения окраски.

Объясните наблюдаемые явления с помощью принципа Ле Шателье. Укажите направление смещения равновесия в зависимости от повышения или понижения температуры. Сделайте обобщенный вывод о влиянии температуры на положение равновесия.

3.4 Контрольные вопросы

Что называют скоростью химической реакции? От каких факторов она зависит?

Что называют энергией активации?

Что такое катализатор реакции? Какое влияние оказывает катализатор на скорость химической реакции?

Какое состояние обратимой реакции называют химическим равновесием? Какие факторы влияют на химическое равновесие?

В чем состоит принцип Ле Шателье?

6. Во сколько раз увеличится скорость некоторой реакции, температурный коэффициент которой равен 3, при повышении температуры от 20 до 60°С?

7. Чему равен температурный коэффициент скорости реакции, если при понижении температуры с 70 до 20°С ее скорость уменьшилась в 32 раза?

8. На сколько градусов повысили температуру, если скорость реакции, для которой г = 5, увеличилась в 125 раз?

9. Во сколько раз возрастет скорость реакции: 2NO(г) + Cl2(г) - 2NOCl(г)

а) при увеличении концентрации оксида азота (II) в пять раз, если порядок ре акции по данному реагенту равен 2?

б) при повышении давления в три раза, если порядки реакции по первому и второму реагенту равны, соответственно, 2 и 1.

11. Составить выражение для константы равновесия: N2(г) + 3H2(г) - 2NH3(г).

12. Составить выражение для константы равновесия: CaCO3(тв) - CaO(тв) + CO2(г).

13. Составить выражение для константы равновесия: H2S(р) + 2NH4OH(р) - (NH4)2S(р) + 2H2O(ж)

14. Какими изменениями температуры, давления и концентраций веществ можно сместить равновесие влево в системе: CH4(г) + H2O(г) - CO(г) + 3H2(г), ДH > 0 ?

15. В какой из указанных систем можно сместить равновесие вправо уменьшением давления?

а) H2 (г) + Cl2 (г) - 2 HCl(г);

б) 2 H2 (г) + O2(г) - 2 H2O(г);

в) NH3 (г) + HCl(г) - NH4Cl(тв);

г) 4 N2 (г) + O2 (г) - 2 NO(г);

д) N2 O4 (г) - 2 NO2 (г).

16. Чему равен температурный коэффициент скорости реакции, если при понижении температуры на 60°С ее скорость уменьшилась в 64 раза?

а) 8; б) 4; в) 2; г) 5; д) 3.

17. Во сколько раз увеличится скорость прямой реакции при увеличении в 5 раз давления в системе 2 NO(г) + Br2(г) - 2 NOBr(г)?

а) 5; б) 25; в) 125; г) 75; д) 30.

18. Как можно сместить вправо равновесие в системе 2 СO(г) +4O2(г) - 2CO2(г), ДH = -566,4 кДж?

а) повышением температуры;

б) уменьшением концентрации O2;

г) увеличением концентрации СO2;

д) понижением температуры;

г) понижением давления.

19. В какой из равновесных систем можно сместить равновесие влево путем повышения давления?

а) 3 H2(г) + N2(г) - 2 NH3(г);

б) 2 NO2(г) - 2 NO(г) + O2(г);

в) 2 H2S(г) + 3 O2(г) - 2 SO2(г) + 2 H2O(г);

г) S(тв) + O2(г) - SO2(г);

д) 2 SO2(г) + O2(г) - 2 SO3(г).

4. РАСТВОРЫ КИСЛОТ, ОСНОВАНИЙ, СОЛЕЙ И ИХ СВОЙСТВА

4.1 Электролиты. Электролитическая диссоциация

Электролитами называются вещества, которые при растворении в полярных растворителях (вода, спирты и т.п.) или при плавлении полностью или частично распадаются на ионы (положительно и отрицательно заряженные частицы). Растворы и расплавы электролитов способны проводить электрический ток и являются проводниками второго рода (прохождение в них электрического тока обусловлено перемещением ионов).

Электролитической диссоциацией называется процесс распада молекул полярных веществ или ионных кристаллов на ионы. Причиной электролитической диссоциации является взаимодействие электролита с полярными молекулами растворителя. При этом связи между атомами в молекулах или ионами в кристаллах электролитов ослабляются настолько, что происходит их распад на ионы.

Ионы в растворах существуют в сольватированном состоянии, т.е. окружены оболочкой, состоящей из молекул растворителя (сольвента). Сольватацией называется взаимодействие ионов электролита с молекулами растворителя. В водных растворах ионы находятся в гидратированном состоянии (окружены гидратной оболочкой, т.е. молекулами воды).

Процесс электролитической диссоциации в общем виде записывают как химическое уравнение вида:

где АnВm - недиссоциированные молекулы; Am+- положительно заряженные ионы, катионы; Bn- - отрицательно заряженные ионы, анионы.

Для количественной оценки электролитической диссоциации вводится величина степени диссоциации б, представляющая собой отношение концентрации распавшегося на ионы электролита (с) к общему концентрации электролита (с0):

б = с /с0

Величина степени диссоциации выражается в процентах или долях единицы. По величине степени диссоциации все электролиты делятся на сильные и слабые. Сильные электролиты полностью диссоциируют в относительно разбавленных растворах, т.е. б = 1(100%). У слабых электролитов степень диссоциации б < 0,3. Величина б зависит от природы растворителя и растворенного вещества, концентрации раствора и температуры. Диссоциацию сильных электролитов можно рассматривать как необратимый процесс, диссоциацию слабых электролитов - как обратимый.

Среди кислот встречаются как сильные электролиты, например, HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4, HClO3, HMnO4, H2Cr2O7, так и слабые, например, HF, H2S, H2SO3, HNO2, H2CO3, H3PO4, CH3COOH. Гидроксиды щелочных (NaOH, KOH, CsOH и др.), щелочноземельных (Ba(OH)2, Sr(OH)2, Ra(OH)2 и др.), и некоторых других (например, TlOH) металлов являются сильными электролитами. Основания d-, f-, p-элементов, а также гидроксид аммония (NH4OH) относятся к разряду слабых электролитов. Вода также является слабым электролитом. Практически все соли являются сильными электролитами, а большинство оксидов - неэлектролиты.

Характер диссоциации гидроксидов типа ЭОН зависит от прочности и сравнительной степени полярности связей Э-О и О-Н, которые определяются в основном радиусом и зарядом иона элемента. Если прочность связи Э-О больше (а полярность соответственно меньше), чем О-Н, то диссоциация проходит по кислотному типу с образованием катионов H+ и анионов кислотного остатка: Э-О-Н - Э-О- + H+ , например,

HNO3 > H+ + NO3-.

Наоборот, если прочность связи Э-О меньше (полярность соответственно больше), чем О-Н, то диссоциация проходит по основному типу с образованием катионов металла (или аммония NH4+) и анионов ОН- : Э-О-Н - Э++ ОH- , например,

NaOH > Na+ + OH-.

Если связи Э-О и О-Н сравнимы по прочности, то гидроксид диссоциирует по амфотерному типу, т.е. в зависимости от условий образует и ионы водороды, и гидроксид-ионы, и соответственно ведет себя как кислота или как основание, например,

Zn(OH)2 - ZnO22- + 2H+

Zn(OH)2 - Zn2+ + 2OH-

или с учетом сольватации образующихся ионов молекулами воды,

Zn(OH)2 + 2Н2О - [Zn(OН)4]2- + 2H+

Zn(OH)2 + 4Н2О- [Zn(Н2О)4]2+ + 2OH-.

Такие гидроксиды, которые образуют большинство металлов, особенно в промежуточных степенях окисления, кроме щелочных и щелочно-земельных металлов (за исключением Ве), называются амфотерными.

Многоосновные кислоты, а также основания, имеющие несколько гидроксидных групп, диссоциируют ступенчато (причем КД по первой ступени больше, чем по второй), например,

1) H2SO4 - H+ + HSO4-

2) HSO4- - H+ + SO42-

или

1) Mg(OH)2 - MgOH+ + OH-

2) MgOH+ - Mg2+ + OH-.

Ступенчатость диссоциации кислот и оснований обуславливает возможность образования кислых и основных солей. Кислые соли при диссоциации образуют катионы металла (или аммония) и гидроанион кислотного остатка: K2HPO4 > 2K+ + HPO42-. Основные соли в растворах диссоциируют на гидроксокатионы и анионы кислотного остатка: AlOHSO4> АlOH2+ + SO42-.

Средние соли диссоциируют в растворах на катионы металла (или катионы аммония) и анионы кислотных остатков: Na3PO4 > 3Na+ + PO43-.

Двойные соли распадаются на катионы входящих в их состав металлов (или NH4+) и анионы кислотного остатка: NH4Fe(SO4)2 >NH4+ +Fe3+ +2SO42-.

4.2 Обратимость диссоциации слабых электролитов

Процесс диссоциации слабых электролитов является обратимым и характеризуется равновесием диссоциации между гидратированными ионами и недиссоциированными молекулами. Равновесие диссоциации является частным случаем химического равновесия и подчиняется закону действия масс.

Константа равновесия процесса диссоциации слабого электролита называется константой диссоциации электролита (КД, см. приложение 9.2). Например, в случае диссоциации азотистой кислоты

HNO2 - H+ + NO2-

константа диссоциации имеет вид:

,

где [H+], [NO2-] и [HNO2] - равновесные концентрации образовавшихся ионов и непродиссоциировавшей азотистой кислоты, моль/л.

В случае разбавленных растворов это отношение не зависит от концентрации раствора при постоянной температуре, поэтому оно является более общей характеристикой слабого электролита по сравнению со степенью диссоциации. Чем больше величина константы диссоциации, тем в большей степени ионизировано вещество.

Направление смещения ионного равновесия, которое приводит к увеличению или уменьшению степени диссоциации любого электролита, определяется по принципу Ле Шателье. Так, если к раствору циановодородной кислоты HCN, диссоциирующей по cхеме

HCN - H+ + CN-,

добавить сильную кислоту или соль цианид натрия, это увеличит концентрацию ионов водорода Н+ или цианид-ионов CN-, соответственно, и равновесие сместится влево. Таким образом, введение в раствор одноименного иона подавляет диссоциацию слабого электролита. При введении в раствор гидроксид-ионов ОН- в виде щелочи происходит связывание ионов Н+ кислоты в молекулу слабого электролита - воды, равновесие при этом смещается вправо. Уменьшение концентрации ионов слабого электролита путем связывания их в малодиссоциированные соединения также усиливает диссоциацию слабого электролита.

Необходимо отметить, что для описания свойств реальных растворов вместо молярной концентрации с используется активность иона а:

а = г с,

где г - коэффициент активности иона, который является функцией ионной силы раствора I и заряда иона z.

Коэффициент активности зависит от температуры, диэлектрической проницаемости растворителя (е) и ионной силы (I), которая служит мерой интенсивности электрического поля, создаваемого ионами в растворе.

Для данного электролита коэффициент активности выражается уравнением Дебая-Хюккеля:

.

Ионная сила в свою очередь равна

,

где с - аналитическая концентрация, z - заряд катиона или аниона.

Для одно-однозарядного электролита ионная сила совпадает с концентрацией. Таким образом, NaCl и Na2SO4 при одинаковых концентрациях будут иметь разные ионные силы. Сопоставление свойств растворов сильных электролитов можно проводить только тогда, когда ионные силы одинаковы; даже небольшие примеси резко изменяют свойства электролита.

Применение активности объясняется тем, что в растворах сильных электролитов осуществляются межионные взаимодействия, обусловленные силами притяжения и отталкивания образующихся сольватированных диполями растворителя ионов. В меньшей степени эти эффекты проявляются в растворах слабых электролитов и в сильно разбавленных растворах.

4.3 Электролитическая диссоциация воды

Водородный показатель среды pH.

Вода является очень слабым электролитом. Диссоциацию воды можно выразить уравнением

H2O + H2O - H3O++ OH-,

или упрощенно

H2O - H+ + OH-.

Константа диссоциации воды при 22° C составляет:

Поскольку вода - это слабый электролит, то концентрацию недиссоциированных молекул воды [H2O] можно принять равной общей концентрации воды, которая составит

Тогда

KW = КД [H2O] = [H+][OH-] = 1,86•10-16 • 55,56 М = 10-14.

Произведение [H+][OH-] является величиной постоянной при данной температуре и называется ионным произведением воды КW. Постоянство КW означает, что в воде и любом водном растворе присутствуют ионы H+ и ОН- и произведение их концентраций при 22° C всегда равно 10-14.

Характер среды (нейтральная, кислая, щелочная) зависит от состояния концентраций ионов H+ и OH- :

- в нейтральной среде [H+] =[OH-] = 10-7 моль/л;

- в кислых растворах [H+]>10-7 моль/л (например, 10-3 моль/л, 10-1 моль/л);

- в щелочной среде [H+]<10-7 моль/л (например, 10-8 моль/л, 10-11 моль/л).

Для характеристики среды обычно пользуются величиной отрицательного десятичного логарифма концентрации водородных ионов, которую называют водородным показателем pH:

pH = - lg[H+].

Соответственно гидроксидный показатель рОН: pOH = - lg[OH-].

Исходя из постоянства величины КW, получим

pH + pOH = 14.

Тогда, для нейтральной среды pH = 7, в кислых растворах pH<7, в щелочных - pH>7.

4.4 Индикаторы

Для качественного определения характера среды используют различные кислотно-основные индикаторы - вещества, изменяющие свою окраску в зависимости от кислотности среды (величины рН). Индикаторы - это слабые кислоты или основания, молекулярная и ионная формы которых имеют разную окраску. Так, индикатор фенолфталеин представляет собой слабую органическую кислоту HIn, диссоциирующую в водном растворе по схеме

HIn водн молекулярная форма (окраска А) бесцветный р-р	-	Н+ водн	+	InЇ водн ионная форма (окраска В) малиновый р-р

При добавлении щелочи равновесие сильно смещается вправо (концентрация ионов H+ понижается в результате связывания их гидроксидными ионами OH-), что приводит к появлению малиновой окраски раствора. Поэтому фенолфталеин в щелочной среде малиновый. При добавлении кислоты концентрация ионов H+ повышается, и равновесие смещается влево - раствор обесцвечивается.

Наблюдаемое изменение окраски от А к В происходит в некотором довольно узком диапазоне значений рH. Например, индикатор фенолфталеин меняет окраску в диапазоне изменения рH от 8,3 до 10,0. Универсальным индикатором называется смесь индикаторов, которая дает постепенное изменение окраски в широком диапазоне изменений рH. Если добавить в раствор несколько капель универсального индикатора, то по окраске раствора можно приблизительно определить его рH во всем диапазоне значений от 0 до 14.

4.5 Реакции в растворах электролитов

Поскольку многие химические соединения в растворе подвергаются электролитической диссоциации, то и реакции с их участием являются результатом взаимодействия не только молекул, но и ионов. Это нужно учитывать при составлении химических уравнений.

Химические формулы хорошо растворимых, сильных электролитов, существующих в растворах преимущественно в диссоциированном виде, в ионно-молекулярных уравнениях записываются в ионной форме, т.е. в виде ионов, образующихся в результате их диссоциации. В молекулярном виде следует записывать формулы следующих соединений: а) слабых электролитов и неэлектролитов; б) газообразных и летучих веществ; в) трудно- и малорастворимых веществ (см. приложение 9.3).

Далее приводятся примеры составления ионно-молекулярных уравнений реакций:

1. Реакции, идущие с образованием слабого электролита

а) HCl + KOH = KCl + H2O (молекулярное уравнение)

H+ + Cl- + K+ + OH- = K+ + Cl- + H2O (полное ионно-молекулярное уравнение)

H+ + OH- = H2O (краткое ионно-молекулярное уравнение)

(сокращены одинаковые ионы: катионы калия и хлорид-анионы).

б) CH3COONa + HNO3 = CH3COOH + NaNO3 (молекулярное уравнение)

CH3COO- + Na+ + H+ + NO3- = CH3COOH + Na+ + NO3- (полное ионно-молекулярное уравнение)

CH3COO- + H+ = CH3COOH (краткое ионно-молекулярное уравнение)

2. Реакции, сопровождающиеся образованием комплексного соединения

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4] (молекулярное уравнение)

Zn(OH)2 + 2Na+ + 2OH- = 2Na+ + [Zn(OH)4]2- (полное ионно-молекулярное уравнение)

Zn(OH)2 + 2OH- = [Zn(OH)4]2- (краткое ионно-молекулярное уравнение)

3. Реакции, идущие с образованием газообразного продукта

ZnS + 2HCl = ZnCl2 + H2S^ (молекулярное уравнение)

ZnS + 2H+ + 2Cl- = Zn2+ + 2Cl- + H2S (полное ионно-молекулярное уравнение)

ZnS + 2H+ = Zn2+ + H2S^ (краткое ионно-молекулярное уравнение)

4. Реакции, идущие с образованием трудно- и малорастворимых соединений

Ca(NO3)2 + Na2CO3 = CaCO3 v+ 2NaNO3 (молекулярное уравнение)

Ca2+ + 2NO3- + 2Na+ + CO32- = CaCO3 + 2Na+ + 2NO3- (полное ионно-молекулярное уравнение)

(здесь все участники реакции относятся к классу солей - сильных электролитов, однако, одна из них - карбонат кальция - является труднорастворимым веществом, поэтому формула этой соли записана в молекулярной форме, тогда как формулы всех остальных солей - в ионной форме).

Сa2+ + CO32- = CaCO3 v (краткое ионно-молекулярное уравнение)

4.6 Гидролиз

В водных растворах соли полностью диссоциируют на катионы и анионы. Кроме них в растворе есть ионы H+ и OH-, образующиеся вследствие диссоциации молекул воды. Если эти ионы при взаимодействии с ионами соли образуют плохо диссоциирующие соединения, то идет гидролиз соли - разложение соли водой с образованием слабого электролита, сопровождающееся изменением рН среды. Возможность и характер протекания гидролиза определяется природой соли:

1. Гидролиз по катиону протекает для солей, образованных сильной кислотой и слабым основанием, например, ZnCl2, AlCl3, Fe2(SO4)3, NH4NO3 и т.д., при этом раствор приобретает кислую реакцию (pH < 7). Если катион многозарядный, то гидролиз протекает ступенчато:

Первая ступень:

ZnCl2 +HOH - Zn(OH)Cl + HCl (молекулярное уравнение)

Zn2++ HOH - Zn(OH)+ + H+ (краткое ионно-молекулярное уравнение)

Вторая ступень:

Zn(OH)Cl + HOH - Zn(OH)2 + HCl (молекулярное уравнение)

Zn(OH)+ + HOH - Zn(OH)2 + H+ (краткое ионно-молекулярное уравнение)

2. Гидролиз по аниону характерен для солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием, например, CH3COONa, Na2CO3, K2SO3. Реакция раствора становится щелочной - pH > 7.

NaCN+ HOH - HCN + NaOH (молекулярное уравнение)

CN- + HOH - HCN + OH- (краткое ионно-молекулярное уравнение)

3. Гидролиз может протекать по аниону и катиону, что характерно для солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием, например, CH3COONH4, Al2S3, ZnS. Величина pH в этом случае зависит от относительной силы образующихся кислоты и основания.

CH3COONH4 + HOH - CH3COOH + NH4OH (молекулярное уравнение)

CH3COO- + NH4++ HOH - CH3COOH + NH4OH (краткое ионно-молекулярное уравнение)

Соли, образованные сильными основаниями и сильными кислотами (KCl, LiNO3, Na2SO4 и др.), гидролизу не подвергаются.

Поскольку гидролиз относится к равновесным процессам, то количественно его можно охарактеризовать степенью гидролиза в, являющейся отношением концентраций гидролизованных ионов с к их исходной концентрации в растворе с0 :

в = с/с0 ,

а также константой равновесия, называемой константой гидролиза КГ. Например, для гидролиза NaCN константа гидролиза имеет вид:

КГ = [HCN][ OH-]/[CN-].

Взаимосвязь константы и степени гидролиза выражается законом разбавления Оствальда:

КГ = в2с0 /1-в

или упрощенно в случае в << 1

КГ = в2с0.

Константа гидролиза связана с ионным произведением воды и константой диссоциации слабого электролита, образующегося в результате гидролиза, соотношением:

КГ = КW /КД.

При расчете рН водных растворов солей, как правило, учитывают только 1-ю ступень гидролиза.

4.7 Лабораторная работа №4

Цель работы - исследование свойств растворов сильных и слабых электролитов, изучение реакций в растворах электролитов и приобретение навыков составления уравнений этих реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде; научиться определять рН среды при помощи кислотно-основных катализаторов методом визуального колориметрирования; познакомиться с методикой проведения кислотно-основного титрования и методикой расчета концентрации исследуемого вещества.

Опыт 1. Изменение окраски кислотно-основного индикатора в зависимости от рН среды.

В три пробирки налейте по 3-5 мл дистиллированной воды. Во вторую пробирку добавьте несколько капель 1н. раствора H2SO4, в третью - несколько капель 1н. раствора NaOH (первую пробирку оставьте для сравнения), хорошо перемешайте содержимое пробирок. Затем во все три пробирки добавьте несколько капель раствора лакмуса, встряхните. Отметьте окраску растворов в каждом случае. Повторите опыт, используя вместо лакмуса растворы метилоранжевого и фенолфталеина. Результаты наблюдений занесите в таблицу.

Название индикатора	Окраска индикатора
	в нейтральной среде	в кислой среде	в щелочной среде
Лакмус
Метилоранж
Фенолфталеин

Опыт 2. Определение концентрации раствора соляной кислоты методом кислотно-основного титрования.

Титриметрические методы анализа, к которым относится кислотно-основное титрование, основаны на измерении количества реагента A, израсходованного на взаимодействие с определяемым веществом B:

A + B > C.

Реагент обычно применяют в виде раствора точно известной концентрации NA, который называют рабочим раствором (А). Его постепенно прибавляют к раствору определяемого вещества (В) до тех пор, пока не будет достигнуто эквивалентное отношение реагирующих веществ, так называемая точка эквивалентности. Ее чаще всего определяют по изменению окраски соответствующего индикатора. Измеряют объем рабочего раствора VA, израсходованного на титрование и вычисляют концентрацию определяемого вещества по формулам:

NAVA = NBVB (по закону эквивалентов) > NB = NAVA / VB,

где NA, NB - нормальные концентрации рабочего раствора А и определяемого вещества В, моль-экв/л; VA, VB - объемы веществ А и В, л (мл).

TB = NB fэкв MВ / 1000,

где ТВ - титр вещества В (масса вещества В, содержащегося в 1 мл раствора), г/мл; fэкв - фактор эквивалентности вещества В; МВ - молярная масса вещества В, моль/л; NB - нормальность вещества В, моль-экв/л.

Из общего раствора пипеткой отберите 10 мл раствора соляной кислоты HCl (VB), аккуратно перенесите в коническую колбу. Добавьте в нее несколько капель индикатора фенолфталеина, хорошо перемешайте. Отметьте окраску раствора. Коническую колбу с приготовленной пробой поставьте на белый лист бумаги под наконечник бюретки, которую предварительно заполните 1н. (NA) раствором щелочи NaOH (так называемый рабочий раствор). Отметьте первоначальное положение уровня раствора NaOH (по нижнему уровню мениска) с точностью до 0,02 мл. Далее приступайте к титрованию: одной рукой спускайте раствор NaOH из бюретки небольшими порциями, при этом другой рукой кругообразными движениями перемешивайте содержимое колбы. Продолжайте добавлять рабочий раствор до тех пор, пока с последней каплей не изменится цвет исследуемого раствора (окраска не должна исчезать в течение 30 сек.). Отметьте уровень раствора NaOH, по разнице начального и исходного уровней определите объем щелочи (VA), израсходованный на нейтрализацию соляной кислоты. Титрование повторите 2 раза, результаты занесите в таблицу. Рассчитайте нормальную концентрацию (NВ) и титр (ТВ) раствора HCl.



Объем раствора HCl (VB), мл	Объем раствора NaOH (VА), израсходованного на титрование, мл	Среднее значение VА, мл	NВ(HCl), моль-экв/л	ТВ(HCl), г/мл
	1	2	3

Напишите уравнение реакции, приведите расчеты, сделайте выводы.

Опыт 3. Гидролиз солей.

В семь пробирок налейте по 2-3 мл дистиллированной воды. Одну оставьте для сравнения, в остальные добавьте немного кристалликов солей KNO3, Na2CO3, BaCl2, Al2(SO4)3, Na2SO4, FeCl3, перемешайте до полного растворения солей. В каждую пробирку поместите по небольшому кусочку универсальной индикторной бумаги, отметьте ее окраску в каждом случае. Определите рН растворов с помощью рН-метра или шкалы универсального индикатора. По значению рН рассчитайте исходные концентрации солей. Полученные результаты занесите в таблицу.

Формула соли	Окраска унивeрсальной индикаторной бумаги	Реакция среды	рН растворов	Сисх соли, моль/л	Каким основанием и кислотой образована соль
KNO3
Na2CO3
BaCl2
Al2(SO4)3
Na2SO4
FeCl3

Какие соли подвергаются гидролизу, а какие - нет? Объясните. Для солей, вступающих в реакцию гидролиза, напишите соответствующие молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций по первой ступени. С их помощью поясните реакцию среды в каждом случае. Сделайте выводы.

Опыт 4. Определение характера гидроксидов металлов. Амфотерность.

В три пробирки налейте по 2-3 мл водных растворов солей MgSO4, ZnCl2, CrCl3. Во все пробирки добавьте несколько капель 2н. раствора NaOH до образования осадков. Что получилось в каждом случае? Напишите соответствующие уравнения реакций в молекулярном и ионном виде. Далее содержимое каждой пробирки разделите на 2 части: к первой части добавьте несколько капель 2н. раствора азотной кислоты HNO3, а ко второй - 2н. раствора щелочи NaOH. Опишите, что происходит, свои наблюдения и выводы занесите в таблицу.

Гидроксиды	Растворимость	Характер гидроксида
	в кислотах	в щелочах

Напишите молекулярные и ионные уравнения происходящих реакций, объясните, в чем проявляется амфотерный характер гидроксидов.

4.8 Контрольные вопросы

Составьте уравнения электролитической диссоциации уксусной и сероводородной кислот (две ступени). Запишите выражение соответствующих констант диссоциации.

Имеются 0,01 М растворы соляной и уксусной кислот. Объясните, в каком из них разница между значениями сн+ и а н+ более заметна.

Что такое индикатор? Поясните принцип его работы.

Как окрасится лакмусовая бумага в водных растворах следующих солей: CH3COONa, K2CO3, AlCl3? Ответ обоснуйте.

Имеются водные растворы солей KCl, NaCl, CuCl2 и AlCl3. В каких растворах концентрация иона Н+ равна концентрации иона ОН-? Ответ поясните.

Можно ли, пользуясь фенолфталеином, отличить водный раствор Na2SiO3 от водного раствора Na2SO4? Ответ поясните.

В чем состоит принцип кислотно-основного титрования?

Какие вещества являются амфотерными? Приведите примеры.

С каким из перечисленных веществ взаимодействует NaCl?

а) CuSO4; б) Fe(NO3)3; в) AgNO3; г) Ba(OH)2; д) KOH.

10. С каким из пеpечисленных веществ не взаимодействует Na2S?

а) CuSO4; б) AgNO3; в) HCl; г) NH4Cl; д) Pb(NO3)2.

11. Укажите слабый электpолит.

а) KCl; б) HCl; в) NaOH; г) HCN; д) Ba(OH)2.

12. Укажите кpаткую ионно-молекулярную фоpму для молекуляpного уpавнения Ba(NO3)2 + K2CO3 = BaCO3 + 2KNO3

а) 2K+ + CO32- = K2CO3

б) Ba2+ + 2K+ + CO32- = BaCO3 + 2K+

в) Ba2+ + 2NO3- + CO32- = BaCO3 + 2NO3-

г) Ba2+ + 2NO3- + 2K+ + CO32- = BaCO3 + 2K+ + 2NO3-

д) Ba2+ + CO32- = BaCO3

13. Укажите молекуляpную фоpму для кpаткого ионно-молекулярного уpавнения Al3+ + 3OH- = Al(OH)3.

а) 2AlCl3 + 3Cu(OH)2 = 2Al(OH)3 + 3CuCl2

б) AlCl3 + 3NH4OH = Al(OH)3 + 3NH4Cl

в) AlCl3 + 3KOH = Al(OH)3 + 3KCl

г) Al2(SO4)3 + 3Ca(OH)2 = 2Al(OH)3 + 3CaSO4

д) Al2(SO4)3 + 3Ba(OH)2 = 2Al(OH)3 + 3BaSO4

14. С каким из пеpечисленных веществ взаимодействует HNO3?

а) H2O; б) NaOH; в) CuCl2; г) CuSO4; д) Cu(NO3)2

15. С каким из пеpечисленных веществ не взаимодействует LiOH?

а) BaCl2; б) CuSO4; в) FeCl3; г) HCl; д) H2SO4

5. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ И ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ

5.1 Основные положения

Окислительно-восстановительными называются реакции, в которых происходит перенос электронов от одних молекул (атомов, ионов) к другим, сопровождающийся изменением степеней окисления. Любая окислительно-восстановительная реакция представляет собой совокупность двух взаимосвязанных процессов - окисления и восстановления.

Окисление - это процесс отдачи электронов. Его можно отобразить с помощью уравнения, называемого электронным:

A - ne- = An+

Частица (молекула, атом, ион), отдающая электроны, является восстановителем.

Восстановление - это процесс присоединения электронов, ему отвечает электронное уравнение вида

B + me- = Bm+

Частица, присоединяющая электроны, является окислителем.

Окислительно-восстановительные реакции сопровождаются изменением степеней окисления атомов в веществах - участниках реакции. Степень окисления - это формальный заряд атома в молекуле (формульной единице), вычисленный, исходя из предположения, что все связи являются ионными. По величине степеней окисления можно судить о поведении различных веществ в окислительно-восстановительных реакциях. Для этого используют понятия максимальной (высшей) и минимальной (низшей) степеней окисления. Максимальная степень окисления отвечает состоянию атома, "отдавшего" все свои валентные электроны и соответствует числу валентных электронов данного атома, поэтому в большинстве случаев она равна номеру группы периодической системы, в которой находится данный элемент. Атом в минимальной степени окисления имеет полностью занятый внешний энергетический уровень (8 электронов - октет). Минимальная степень окисления атомов неметаллов - элементов IV, V, VI, VII, VIII групп, главных подгрупп, соответствует числу электронов, которое способен принять атом для достройки валентной оболочки до октета, т.е. численно равна разности между 8 и числом уже имеющихся собственных валентных электронов (для большинства элементов это номер группы в периодической системе). Минимальная степень окисления атомов металлов (к ним относят s-элементы, кроме Н и Не, р-элементы III группы, главной подгруппы, кроме элемента бора, а также d- и f-элементы) равна нулю. Металлы являются типичными восстановителями и не проявляют отрицательных степеней окисления.

Атомы в максимальных степенях окисления могут только принимать электроны, т.е. проявляют свойства только окислителей. Атомы в минимальных степенях окисления способны только отдавать электроны и всегда ведут себя как восстановители. Атомы в промежуточных степенях окисления в зависимости от партнеров по реакции могут либо отдавать, либо принимать электроны и проявлять, таким образом, окислительно-восстановительную двойственность.

В процессе окисления степень окисления атома возрастает (отдача электронов), в процессе восстановления (присоединение электронов), напротив, степень окисления атома уменьшается. Например,

Zn + HCl > ZnCl2 + H2^

Zn0 - 2e- > Zn2+ (окисление)

2Н+ + 2e- > Н20^ (восстановление)

5.2 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 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: Сu2+|Сu, или в общем виде: Меn+|Me. 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);

Ме0(т) - ne- - Меn+(р-р)

В зависимости от положения равновесия, поверхность металла заряжается отрицательно за счет избытка электронов или положительно за счет осаждения на ней катионов Men+. Для компенсации заряда к поверхности металла притягиваются ионы противоположного знака, образуя своеобразный конденсатор - так называемый двойной электрический слой. Разность потенциалов, возникающая в двойном электрическом слое, и есть равновесный электродный потенциал. Абсолютную величину разности потенциалов в двойном слое нельзя ни рассчитать, ни измерить, можно лишь определить разность потенциалов двух электродов, то есть относительную величину электродного потенциала. В электрохимии водных растворов за эталон принят водородный электрод, в котором на поверхности платины, опущенной в раствор кислоты, происходит электродный процесс 2Н+ + 2e- - Н2. Сама платина в электродном процессе участия не принимает. В стандартных условиях (давление водорода 101325 Па, концентрация ионов водорода [Н+]=1 моль/л) потенциал такого электрода считается равным нулю при всех температурах. Отнесенные к этой точке отсчета величины стандартных электродных потенциалов Е0 для ряда ионно-металлических электродов и некоторых окислительно-восстановительных реакций приведены в Приложении 9.4 и 9.5.

Равновесный электродный потенциал зависит от природы электрода, концентрации ионов в растворе, температуры. Эта зависимость описывается уравнением Нернста, которое для ионно-металлических электродов имеет вид:

где EMen+/Me - равновесный электродный потенциал, В; E0Men+/Me - стандартный электродный потенциал (потенциал для данного электрода при Т = 298 К и [Men+] = 1 моль/л), В; R = 8,3144 Дж/(моль•К) - универсальная газовая постоянная; n - число электронов, участвующих в процессе; F = 96484,561 Кл/моль - постоянная Фарадея (заряд одного моль электронов); Т - абсолютная температура, К.

При температуре 298 К уравнение Нернста для ионно-металлического электрода примет вид:

Величины электродных потенциалов характеризуют окислительно-восстановительную активность металлов в реакциях, протекающих в водных растворах: чем меньше алгебраическое значение потенциала, тем более сильным восстановителем он является.

5.3 Гальванические элементы

Если процессы окисления и восстановления пространственно разделить, то любую окислительно-восстановительную реакцию можно использовать для получения электрической энергии. Системы, в которых химическая энергия преобразуется в электрическую, называются гальваническими элементами. Гальванический элемент состоит из двух электродов, электролиты которых сообщаются солевым мостиком, или так называемым электролитическим ключом - трубкой, заполненной раствором электролита (например, Na2SO4) (рис.5.1). Например, гальванический элемент Даниэля-Якоби состоит из цинковой и медной пластин, погруженных в растворы сульфатов цинка и меди, соответственно.

Схему гальванического элемента, состоящего из двух ионно-металлических электродов, записывают так:

Ме |Электролит || Электролит | Ме.

В схеме "|" обозначает границу между металлом и электролитом, а "||" электролитический контакт. Для гальванического элемента Даниэля-Якоби эта схема выглядит следующим образом:

(-) Zn|Zn2+||Cu2+|Cu (+).

Пока внешняя цепь гальванического элемента разомкнута, процессы на его электродах равновесны, и им отвечают равновесные скачки потенциала:

Е1 = -0,763 В (Zn0 - 2e- - Zn2+)

Е2 = +0,337 В (Cu0 - 2e- - Cu2+).

Если же металлические пластины соединить проводником, электроны будут передвигаться по нему от электрода с меньшим (более отрицательным) потенциалом к электроду с большим (более положительным) потенциалом, то есть в направлении выравнивания обоих потенциалов. При Е1 < Е2 на первом электроде пойдет процесс окисления, на втором - восстановления:

анод (-) Zn0 - 2e- - Zn2+

катод (+) Cu2++ 2e- - Cu0

Электрод, на котором идет окисление, называется анодом; электрод, на котором идет восстановление, называется катодом. В схеме гальванического элемента слева пишется анод, справа - катод. Объединив уравнения электродных процессов, получим суммарное уравнение реакции

Zn0 + Cu2+- Zn2+ + Cu0.

Итак, в гальваническом элементе протекает окислительно-восстановительная реакция, в которой окислитель и восстановитель пространственно разделены. Переход электронов от восстановителя к окислителю происходит по внешней цепи. Энергия химической реакции превращается в работу, которую может совершить протекающий ток. Напряжение на гальваническом элементе, соответствующее бесконечно малому току во внешней цепи, называется электродвижущей силой (ЭДС) гальванического элемента. Ее рассчитывают, вычитая потенциал анода из потенциала катода:

ЭДС = Екатода - Еанода.

Для гальванического элемента Даниэля-Якоби ЭДС = +0,337 - (-0,763) = 1,1 В.

5.4 Электролиз

Электролиз - это совокупность окислительно-восстановительных процессов, протекающих на электродах при пропускании постоянного электрического тока через расплав или раствор электролита. При электролизе электрическая энергия преобразуется в химическую.

Электролиз проводят в приборах или установках, называемых электролизерами. Основным их конструкционным элементом являются электроды, соединенные с полюсами источника постоянного электрического тока.

При протекании тока происходит поляризация электродов, т.е. отклонение величины потенциала от равновесного значения на ¦ДE¦. Потенциал электрода, присоединенного к отрицательному полюсу (катода), сдвигается в отрицательную сторону, и на нем идет процесс восстановления. На электроде, присоединенном к положительному полюсу (аноде), потенциал сдвигается в положительную сторону, и на нем идет процесс окисления. Направление и скорость процесса при электролизе зависит от величины электродного потенциала, от природы электрохимической системы, температуры, концентрации веществ. Например, если в электролите имеются разные катионы, в первую очередь восстанавливается тот из них, для которого величина электродного потенциала наибольшая. Из нескольких возможных анодных процессов в первую очередь происходит тот, который характеризуется наименьшим электродным потенциалом. В случае присутствия в системе различных ионов или молекул, способных к электрохимическому восстановлению или окислению, следует учитывать возможность протекания параллельных процессов. Так, при электролизе водных растворов электролитов восстанавливаться и окисляться могут молекулы воды. Характер катодного процесса при электролизе водных растворов электролитов зависит от величины стандартного электродного потенциала металла. Все металлы по поведению при электролизе водных растворов их соединений можно разделить на три группы (таб.5.1).

В первую входят металлы, имеющие значения стандартных электродных потенциалов, большие, чем -0,15 В. При электролизе водных растворов их солей на катоде восстанавливаются только катионы металлов. В таблице стандартных электродных потенциалов (см. Приложение 9.4) это металлы от Au (золото) до Sn (олово). Вторая группа образована металлами с Е0, меньшими, чем приблизительно -1,6 B (алюминий, бериллий, магний, щелочно-земельные и щелочные металлы). Их катионы в присутствии воды не восстанавливаются, идет процесс восстановления воды. При электролизе водных растворов солей металлов со стандартными электродными потенциалами, лежащими в промежутке от -1,6 В до -0,15 В, на катоде могут идти оба процесса, т.е. восстанавливаются и катионы металла, и вода. В таблице стандартных электродных потенциалов металлы этой группы располагаются между Ni (никель) и Mn (марганец).

Таблица 5.1

Катодные процессы при электролизе водных растворов веществ*

*При электролизе кислот и их водных растворов на катоде восстанавливаются катионы водорода 2H+ + 2e- = H2.

Характер анодного процесса определяется типом и составом анионов (таб.5.2). Платиновый или графитовый аноды не подвергаются окислению, они являются инертными. Окисление воды, сопровождающееся выделением газообразного кислорода, происходит в тех случаях, когда в состав электролита входят: а) анионы кислородосодержащих кислот с центральным атомом в максимальной степени окисления (например, SO42-, NO3-, PO43-); б) фторид-анионы (F-). Анионы других бескислородных кислот (например, S2-; Cl-; Br-; I- ) и гидроксид-ион (ОН-) способны окисляться на инертных анодах при электролизе водных растворов электролитов.

В случае использования медных анодов наряду с другими процессами происходит окисление материала самого анода: Cu0 - 2e- - Cu2+.

Таблица 5.2

Анодные процессы при электролизе водных растворов веществ*

*Для инертных (графитовых или платиновых) электродов.

5.5 Коррозия металлов и способы защиты от нее

Коррозия - это процесс самопроизвольного разрушения металлов и сплавов при их взаимодействии с окружающей средой. По механизму протекания коррозия разделяется на химическую и электрохимическую. Химическая коррозия происходит как следствие обычной гетерогенной окислительно-восстановительной реакции и характерна для сред, не проводящих электрический ток. Чаще всего это газовая коррозия, т.е. взаимодействие металлов с газами при высокой температуре. Примером может служить образование окалины при ковке и отливке металлов.

Электрохимическая коррозия металлов - это их разрушение в среде электролитов. Согласно электрохимической теории коррозии, процессы окисления (анодные) и процессы восстановления (катодные) пространственно разделены, то есть протекают на разных участках поверхности металла. Анодный процесс происходит на участках поверхности с меньшими электродными потенциалами при анодной поляризации, т.е. смещении потенциала в положительную сторону от его равновесного значения и сопровождается переходом ионов металла в раствор:

Me0 - ne- = Men+.

Катодный процесс происходит на участках поверхности с большими электродными потенциалами и представляет собой восстановление окислителей, присутствующих в растворе электролита. Роль катодных участков играют металлы с большими электродными потенциалами или неметаллические компоненты. При контакте двух металлов роль катода играет металл с большим электродным потенциалом, а анода - с меньшим электродным потенциалом. Наиболее распространенные в природе окислители - растворенный кислород и ионы водорода. В кислом растворе обычно окислителем являются ионы водорода. На катодном участке эти ионы восстанавливаются и выделяется водород (коррозия с водородной деполяризацией):

2Н+ + 2e- = Н2^.

В нейтральном и щелочном растворах окислителем чаще всего является кислород, и восстановление происходит согласно уравнению (коррозия с кислородной деполяризацией):

О2 + 2Н2О + 4e- = 4ОН-.

На изменении скорости катодных и анодных процессов основаны некоторые способы защиты металлов от коррозии. Уменьшение скорости анодных процессов достигается увеличением электродного потенциала поверхности (использованием металлов с большими электродными потенциалами, нанесением химических покрытий, например, оксидированием, фосфатированием и т.п.). Коррозионные свойства металла можно изменить путем легирования, т.е. введения в состав сплава компонента, снижающего или предотвращающего коррозию (например, хром, никель, титан, вольфрам и др.).

Часто используется изоляция металлической поверхности от коррозионной среды с помощью различных покрытий. Покрытия могут быть неметаллическими (краски, лаки, эмали и т.п.) или металлическими. Металлические покрытия разделяются на катодные и анодные. Катодными называются покрытия из металла с большим электродным потенциалом на металле с меньшим потенциалом, например, оловянное или медное покрытие на железе. В случае нарушения такого покрытия анодный процесс (окисление) идет на поверхности основного металла. Анодные покрытия - это покрытия из металлов с меньшими электродными потенциалами на металлах с большими электродными потенциалами, например, цинковое покрытие на железе. При нарушении анодного покрытия разрушению подвергается преимущественно металл покрытия.

5.6 Лабораторная работа №5

Цель работы - приобретение навыков составления уравнений окислительно-восстановительных реакций; ознакомление с особенностями протекания окислительно-восстановительных реакций; экспериментальное изучение электрохимических процессов, протекающих в работающих гальванических элементах, при электролизе водных растворов солей; ознакомление с процессами, обуславливающими электрохимическую коррозию металлов и сплавов.

Опыт 1. Изучение окислительной активности перманганата калия в разных средах.

Налейте в три пробирки по 2 мл раствора перманганата калия КМnО4. Для приготовления кислой, нейтральной и щелочной реакционных сред в первую пробирку добавьте несколько капель серной кислоты, вторую пробирку оставьте без изменений, в третью - добавьте несколько капель концентрированного раствора щелочи NaOH. После этого проведите реакцию: добавьте в каждую пробирку небольшое количество кристаллического сульфита натрия (Na2SO3). Перемешайте реакционную смесь. Отметьте изменения цвета растворов. В каком случае наблюдается образование осадка? Составьте электронные уравнения процессов окисления и восстановления, расставьте коэффициенты методом электронного баланса:

KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 > MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + Н2О

KMnO4 + Na2SO3 + H2O > MnO2 + Na2SO4 + KOН

KMnO4 + Na2SO3 + KOН > K2MnO4 + Na2SO4 + Н2О

Какие степени окисления приобретает атом марганца в каждой из трех реакций? Сделайте вывод о глубине восстановления KMnO4 в зависимости от характера среды. К какому типу принадлежат данные окислительно-восстановительные реакции? Результаты занесите в таблицу.

Среда	Цвет раствора	Продукты реакции	Степень окисления Mn в продуктах реакции
кислая
нейтральная
щелочная

Опыт 2. Влияние образования гальванических пар на электрохимическую коррозию металлов в кислой среде.

2а. Налейте в пробирку около 3-5 мл 0,5 М серной кислоты. Опустите в нее цинковую пластинку или кусочек цинка. Образование какого газа Вы наблюдаете? Коснитесь цинковой пластинки медной проволокой. Что при этом происходит?

2б. Замените медную проволоку на алюминиевую. Что изменилось? Обратите внимание на то, на поверхности какого металла теперь выделяется газ.

Опишите и объясните наблюдаемые явления. Напишите уравнения электродных процессов и общее уравнение реакции. Результаты опытов объедините в таблицу. Проведите сравнительный анализ и сделайте соответствующие выводы.

Значения электродных потенциалов	Но-мер опыта	Схема гальванического элемента	Электродные процессы	Общее уравнение реакции
			на аноде	на катоде
E0Zn2+/Zn= E0Cu2+/Cu= E0Al3+/Al= E02H+/H2=	2а	Zn|Zn2+|| 2H+|H2 (Cu)
	2б	Al|Al3+|| 2H+|H2 (Zn)

Опыт 3. Изучение защитных свойств катодных и анодных покрытий.

Приготовьте три пробирки. В первую налейте 2-3 мл раствора FeSO4 и добавьте несколько капель красной кровяной соли K3[Fe(CN)6]. Раствор окрашивается в синий цвет из-за образования комплекса турнбулевой сини Fe3[Fe(CN)6]2 (качественная реакция на ион Fe2+). Напишите уравнение происходящей реакции. Эту пробирку оставьте для сравнения.

В оставшиеся две пробирки налейте по 3-5 мл раствора серной кислоты и добавьте несколько капель красной кровяной соли K3[Fe(CN)6]. Возьмите пластинки луженого (покрытого оловом) и оцинкованного железа и нанесите на них глубокие царапины. Пластинки опустите в приготовленные растворы. Через несколько минут отметьте изменение окраски раствора в пробирках и сравните с цветом раствора в первой пробирке. Объясните изменение окраски раствора в каждой из пробирок, напишите соответствующие уравнения качественных реакций, а также уравнения анодного и катодного процессов при коррозии луженого и оцинкованного железа, составьте схемы коррозионных гальванических элементов. Сделайте выводы об эффективности анодных и катодных покрытий.

Опыт 4. Электролиз водного раствора сульфата меди.

Заполните электролизер (см. рис.5.2) раствором CuSO4. Опустите в электролизер графитовые электроды и после проверки установки преподавателем подключите электроды к положительному (анод) и отрицательному (катод) полюсам источника тока. Через 5 мин прекратите электролиз, выключив прибор из сети, извлеките из электролизера катод и отметьте произошедшие изменения. В прианодное пространство добавьте 2-3 капли индикатора или опустите индикаторную бумагу. Отметьте изменение цвета. Сделайте выводы о том, какие вещества образовались на катоде и аноде. Напишите уравнения катодного и анодного процессов, составьте общее уравнение реакции.

Опыт 5. Измерение ЭДС биметаллического гальванического элемента.

Биметаллический гальванический элемент состоит из двух металлических пластин (Fe, Al, Cu, Ag и др.), опущенных в растворы своих солей (рис.5.1). Металлические пластины перед погружением в раствор тщательно зачищают наждачной бумагой, промывают дистиллированной водой.

В два стакана наливают 1 М растворы соответствующих солей (соли задаются преподавателем), в растворы опускают соответствующие металлические пластины. Далее полуэлементы соединяют при помощи электролитического ключа (полоска фильтровальной бумаги, смоченная раствором хлорида калия) и полученный гальванический элемент включают в измерительную схему. Измерения производят некомпенсационным методом при помощи вольтметра. Отмечают показания прибора (ЭДСэксп, В). Далее рассчитывают теоретическое значение ЭДСтеор элемента через стандартные электродные потенциалы, сравнивают его с найденным экпериментально. Объясните, почему эти значения не совпадают. Запишите анодные и катодные полуреакции, общее токообразующее уравнение, составьте схему гальванического элемента.

.

6. КОМПЛЕКСНЫЕ (КООРДИНАЦИОННЫЕ) СОЕДИНЕНИЯ И СВОЙСТВА d-МЕТАЛЛОВ

6.1 Основные положения. Номенклатура

Координационные или комплексные соединения образуются путем сочетания отдельных, способных к самостоятельному существованию простых соединений, ионов или молекулярных групп. Координационными называют соединения, содержащие группу ионов или нейтральных молекул (лигандов), в определенном порядке размещенных (координированных) вокруг атома (иона) - комплексообразователя.

Система комплексообразователь-лиганды называется внутренней координационной сферой, обычно отделяемой квадратными скобками от внешней координационной сферы: K4[Fe(CN)6], [Cr(NH3)6]Cl3, [PtCl2(NH3)2], [Cr(CO)6]. В целом комплексное соединение электронейтрально.

В качестве центрального иона-комплексообразователя, как правило, выступает ион d- и f-металла (Cu2+, Fe2+, Fe3+, Co2+,Cr3+, Pt2+, Pt4+ и т.д.), а также ионы р-элементов (Al3+, B3+ и др.). Известны комплексы s-элементов, например, берилия, магния, калия, например, хлорофилл - Mg-порфириновые соединения (основной компонент фотосинтеза) и валиномицины - полиэфиры производные одноосновных карбоновых кислот (ионофоры) - способные к селективному связыванию K+. Природа центрального иона (электронная конфигурация, размер, степень окисления) определяет многие свойства комплексного соединения: окраску, термическую устойчивость, магнитные и другие свойства.

В качестве лигандов могут выступать различные как нейтральные частицы (NH3, H2O, CO и др.), так и заряженные ионы (OH-, CN-, NO2-, Cl-, SO42- и т.д.).

Важнейшим параметром комплексообразователя и всего координационного соединения является координационное число (кч), которое наряду со степенью окисления в комплексных соединениях служит еще одной его характеристикой. Координационным числом называют число лигандов, непосредственно присоединенных к центральному атому. Лиганды характеризуются дентатностью. К лигандам, способным занимать только одно координационное место (монодентатным), относятся H2O, NH3, однозарядные анионы CN-, Hal-, OH- и т. п. Некоторые лиганды могут занимать более одного координационного места, если содержат два и более донорных (со свободной электронной парой) атома. Такие лиганды называют многодентатными: NH2-CH2-CH2-NH2 - этилендиамин, NH2-CH2-COO-- глицинат. С учетом дентатности координационное число атома-комплексообразователя равно произведению числа лигандов во внутренней координационной сфере комплекса на их дентатность.

...