Окислительно-восстановительные процессы
Составление уравнения окислительно-восстановительных процессов методами электронного баланса и полуреакций. Сущность электродного потенциала, механизмы и применение электролиза в расплавах и растворах. Схема гальванического элемента Якоби-Даниэля.
| Рубрика | Химия |
| Вид | учебное пособие |
| Язык | русский |
| Дата добавления | 26.08.2015 |
| Размер файла | 143,7 K |
Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже
Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.
5. Какие типы окислительно-восстановительных реакций существуют?
6. Приведите примеры реакций межмолекулярного окисления-восстановления.
7. Приведите примеры внутримолекулярного окисления-восстановления.
8. Приведите примеры реакций диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления).
9. Перечислить правила составления уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса.
10. Перечислить правила составления уравнений окислительно-восстановительных реакций методом полуреакций (электронно-ионного баланса).
Задачи для самостоятельного решения:
[5] Стр.139-154, №№ 608, 612, 613, 621, 624, 625.
Лабораторная работа. Окислительно-восстановительные реакции
Окислительные свойства KMnO4 в зависимости от реакции среды.
Опыт 1. В пробирку налить 2 мл раствора серной кислоты (для создания кислой среды) и добавить 1 - 2 мл раствора перманганата калия. Затем прилить раствор сульфита натрия (вместо раствора можно добавить 1 стеклянную ложечку соли в кристаллическом виде). Наблюдать изменение фиолетовой окраски до полного обесцвечивания, за счет восстановления перманганат-иона до Mn+2.
Опыт 2. В пробирку налить немного разбавленного раствора перманганата калия и добавить раствор сульфита натрия. Наблюдается обесцвечивание раствора перманганата калия и образование бурого осадка диоксида марганца.
Опыт 3. В пробирку налить несколько миллилитров раствора перманганата калия и добавить такой же объем концентрированного раствора гидроксида калия. Затем добавить 1-2 стеклянные ложечки сульфита натрия. Наблюдать появление зеленой окраски манганат-иона.
Как влияет кислотность среды на окислительные свойства KMnO4?
Окислительно-восстановительная двойственность
Опыт 4. К 2 - 3 мл раствора йодида калия добавить 1 - 2 мл раствора перекиси водорода. Наблюдать образование йода. Наличие йода в растворе можно обнаружить, добавив в пробирку несколько капель раствора крахмала.
Опыт 5. В пробирке смешать 2-3 мл раствора перманганата калия, подкисленного 1-2 мл разбавленного раствора H2SO4, и 1-2 мл раствора перекиси водорода. Наблюдать обесцвечивание перманганат-иона и образование бесцветного газа.
Почему перекись водорода может быть и окислителем, и восстановителем?
Окислительные свойства бихромата калия.
Опыт 6. К 2 - 3 мл раствора сульфита натрия, подкисленного серной кислотой, добавить раствор бихромата калия. Наблюдать изменение окраски, обусловленное восстановлением хрома (+6) в хром (+3).
Восстановительные свойства оксида хрома (+3)
Опыт 7. Небольшое количество оксида хрома (+3) сплавляют в небольшой фарфоровой чашке со смесью нитрата калия и гидроксида катрия (надеть защитные очки!). Наблюдать появление желтого окрашивания хромат-иона.
Опыт 8. Поместить в пробирку немного медных стружек и добавить 1 - 2 мл концентрированного раствора азотной кислоты. Опыт проводить под тягой! Наблюдать появление гидратированных ионов меди голубого цвета и образование диоксида азота, который имеет бурую окраску. Обратить внимание на то, что окислитель в данном случае является одновременно и солеобразователем.
Написать уравнения всех изученных реакций, расставить коэффициенты методом полуреакций.
Проектное задание к модулю 1
Закончить уравнение окислительно-восстановительного процесса, указать окислитель, восстановитель; расставить коэффициенты методом полуреакций:
окислительный электролиз гальванический восстановительный
K2Cr2O7 + (NH4)2S + H2O > Cr(OH)3 + …
Тест рубежного контроля №1
|
1. В каких веществах атом хлора имеет степень окисления больше (+4)? |
|||
|
а) HClO3 |
б) HCl |
в) HClO2 |
|
|
г) HClO4 |
д) HClO |
||
|
2. Среди перечисленных веществ указать, те которые могут являться только восстановителями: |
|||
|
а) NH3 |
б) H2SО4 |
||
|
в) Na2SO3 |
г) КNO3 |
д) H2S |
|
|
3. Среди перечисленных веществ указать, те которые могут являться только окислителями: |
|||
|
а) KI |
б) HNO3 |
в) H2S |
|
|
г) KMnO4 |
д) Na2SO3 |
||
|
4. Укажите процесс, происходящий с атомами иода в реакции: KI + HNO2 + H2O I2 + NO + KOH |
|||
|
а) +3 e- |
б) +1 e- |
||
|
в) -1 e- |
г) -3 e- |
д) 0 e- |
|
|
5. Какие вещества могут быть и окислителями, и восстановителями? |
|||
|
а) КI |
б) HNO3 |
||
|
в) Na2SO4 |
г) K2MnO4 |
д) H2О2 |
|
|
6. Отметить коэффициент перед сульфатом марганца в продуктах реакции: KMnO4+ Na2SO3+H2SO4 … |
|||
|
а) 2 |
б) 3 |
||
|
в) 4 |
г) 5 |
д) 6 |
Модуль 2. ОСНОВЫ ЭЛЕКТРОХИМИИ
Комплексные цели: студент должен: знать, что называется электродным потенциалом, стандартным электродным потенциалом, что такое ряд напряжений, каково устройство гальванических элементов; уметь писать уравнения катодных и анодных процессов; объяснять явление электролиза, механизмы электролиза в расплавах и растворах.
Химические процессы, которые сопровождаются возникновением электрического тока или, наоборот, вызываются электрическим током, называются электрохимическими. В данном модуле мы рассмотрим явления, происходящие на границе электрод - раствор электролита.
Электродные потенциалы
Как известно, электрическим потенциалом называют величину, соответствующую энергии, которую нужно затратить или которую можно получить при переносе единицы электричества из бесконечности в данную точку.
Электрод - электронный проводник, который находится в контакте с электролитом (ионным проводником). На границе раздела фаз возникает двойной электрический слой или скачок электрического потенциала (разность потенциалов). Существует несколько механизмов возникновения электродного потенциала.
1. Ионы металла, которые находятся на поверхности, отличаются избытком потенциальной энергии, поэтому, хотя бы в ничтожных количествах, могут перейти в раствор, оставив электроны на поверхности металла. Этому способствуют полярные молекулы растворителя:
Ме (тв.) + m H2O (ж.) - [Ме (H2O)m]ж n+ + neтв.
Отрицательно заряженная поверхность металлов будет притягивать к себе катионы (они могут вернуться обратно, т.к. процесс обратимый). На границе раздела двух фаз: металл (электрод) - соприкасающийся с ним раствор и возникает двойной электрический слой, который называется электродным потенциалом ц.
2. Ионы электролита (одноименные с металлом или посторонние), могут адсорбироваться на поверхности металла и сообщать ему заряд: «+» или «?».
Например, для малоактивного металла (Cu) - преобладает процесс адсорбции ионов металла из раствора на поверхности металлической пластинки. Поверхность заряжается положительно, что приводит к притягиванию отрицательных ионов из раствора - снова образуется двойной электрический слой.
Стандартные потенциалы. Водородный электрод
Абсолютное значение электродного потенциала (ц) измерить невозможно, но можно определить разность потенциалов относительно какого-то «стандартного» электрода (для него считается, что ц = 0, а все остальные потенциалы определяются в сравнении с ним).
Сейчас электродом сравнения является нормальный водородный электрод (стандартный). Он состоит из платиновой пластины, покрытой «платиновой чернью» (губчатая платина с очень большой поверхностью) и опущенной в водный раствор H2SO4 с [H+] = 1M. Эта пластина омывается струей H2 с парциальным давлением 1атм. Здесь на границе: тв.-ж.-газ - устанавливается следующее равновесие:
2H+ + 2e - 2Hо - H2.
Платина является инертным электродом - носителем электронов. Величина цо водородного электрода считается равной нулю при любой температуре.
Электродные потенциалы, измеренные по отношению к водородному электроду в стандартных условиях, называются стандартными. Их значения для ряда металлов в порядке возрастания величин указаны в Приложении Б. Эту последовательность называют также рядом напряжений металлов.
Электрохимический ряд активности металлов
|
_3,08 |
_3,02 |
_2,99 |
_2,92 |
_2,90 |
_2,89 |
_2,87 |
_2,71 |
_2,37 |
_2,34 |
_1,7 |
_1,67 |
_1,05 |
_0,76 |
_0,71 |
_0,44 |
_0,40 |
_0,28 |
_0,25 |
_0,14 |
_0,13 |
|
|
Cs |
Li |
Rb |
K |
Ba |
Sr |
Ca |
Na |
La |
Mg |
Be |
Al |
Mn |
Zn |
Cr |
Fe |
Cd |
Co |
Ni |
Sn |
Pb |
Положение металлов в этом ряду характеризует его восстановительную способность в водных растворах. Катионы металлов проявляют окислительные свойства, металлы в виде простых веществ - восстановительные свойства. По мере возрастания электродных потенциалов окислительная активность ионов металлов в растворах увеличивается, а восстановительная способность соответствующих металлов-простых веществ - падает.
Это означает, что каждый металл может вытеснять все следующие за ним металлы из водных растворов их солей, кроме щелочных и щелочно-земельных, например:
Fe + CuSO4 = Cu + FeSO4
Весь ряд металлов как бы разделен на две части парой Н+/Н2. В нейтральной среде потенциал ц(Н+/Н2)= - 0,41 В. Поэтому активные металлы, которые имеют потенциал значительно более отрицательный, чем - 0, 41 В, вытесняют водород из воды. Магний уже вытесняет водород только из горячей воды. Те металлы, которые стоят между магнием и кадмием, водород из воды при обычных условиях не вытесняют, т.к. их поверхности покрыты защитными оксидными пленками, нерастворимыми в воде.
Металлы, стоящие в ряду напряжений между магнием и водородом, могут вытеснять его из растворов кислот-неокислителей (серная разбавленная, соляная, фосфорная и пр.). Однако на поверхности некоторых металлов могут образовываться защитные пленки плохо-растворимых солей, которые также защищают металл от дальнейшего растворения (например, хлорид или сульфат свинца). Это явление также называется пассивацией.
Взаимное положение некоторых металлов в ряду напряжений, в частности лития и натрия, не соответствует их положению в периодической системе. В ряду напряжений литий стоит левее натрия. А согласно периодической системе, химическая активность лития должна быть меньше, чем активность натрия.
Причина заключается в следующем. Мерой восстановительной способности металлов является энергия ионизации свободных атомов и с этой точки зрения атомы натрия более активны, чем атомы лития. При расчете значений электродных потенциалов учитываются несколько факторов: энергия атомизации (т.е. разрушения кристаллической решетки), энергия ионизации атомов, энергия гидратации полученных ионов. Процессы разрушения кристаллической решетки металла на отдельные атомы и отрыва электронов от атомов всегда связаны с затратой энергии, а гидратация ионов в растворе - с выделением энергии. Энергия атомизации определяется прочностью кристаллической решетки; энергия ионизации - зависит от положения металла в периодической системе; энергия гидратации зависит от электронной структуры иона, его заряда и радиуса. Ионы лития и натрия имеют одинаковые заряды, но различные радиусы, поэтому создают электрические поля различной силы. Маленький ион лития создает вокруг себя более сильное поле, вследствие чего ионы лития гидратируются с выделением гораздо большей энергии.
Чем меньше получается суммарное значение, тем легче идет растворение металла, тем выше равновесная концентрация ионов в растворе, следовательно, больше разность потенциалов в двойном электрическом слое. Поэтому литий стоит в ряду напряжений раньше натрия.
Гальванические элементы
Гальванический элемент (ГЭ) - устройство, в котором энергия химической реакции самопроизвольно превращается в электрическую энергию (ДG < 0). Поэтому их называют также химическими источниками электрического тока.
ГЭ состоит из двух электродов (металлических пластин) с разными потенциалами, погруженных в раствор электролитов и соединенных внешним проводником электронов.
Рассмотрим медно-цинковый гальванический элемент Якоби-Даниэля, в котором протекает реакция:
Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu
Схема гальванического элемента Якоби-Даниэля
Когда цепь замкнута: а) на аноде: цинк окисляется, его ионы переходят в раствор: (А?) Zn - Zn2+ + 2e (цо = ? 0,76 В)
б) на катоде: ионы меди из раствора восстанавливаются, и медь осаждается на пластине: (K+) Cu2+ + 2e > Cuо (цо = + 0,34 В)
Здесь цинковая пластина является анодом, т.е. электродом на котором идет окисление, а медная пластина является катодом, т.е. электродом на котором идет процесс восстановления. Причем, окислительный и восстановительный процессы в гальванических элементах пространственно разделены.
Схема гальванического элемента записывается таким образом:
(+) Cu/ Cu2+ // Zn2+/Zn (?) или (+) Cu /CuSO4 // ZnSO4 /Zn (?)
Таким образом, при работе гальванического элемента электроны от восстановителя к окислителю переходят по внешней цепи; на электродах протекают электрохимические процессы; в растворе наблюдается направленное движение ионов.
Электрический ток во внешней цепи гальванического элемента способен совершать полезную работу. Из термодинамики известно, что максимальная полезная работа, которую может совершить система в ходе химического превращения, равна по абсолютному значению и противоположна по знаку убыли энергии Гиббса: Амах = - ДG
С другой стороны, максимальная полезная работа для 1 моль вещества, окисленного или восстановленного в обратимом процессе равна
Амах = n ·F ·е,
где n - число отдаваемых или принимаемых веществом электронов;
F - постоянная Фарадея, 96500 Kл;
е - электродвижущая сила данного гальванического элемента.
Физический смысл числа Фарадея - число Фарадея равно заряду 1 моля электронов, F = e- •NA.
В общем случае для стандартных условий можно записать
ДGо = ? n ·F ·ео
Разность потенциалов катода и анода называется электродвижущей силой гальванического элемента (эдс):
е = цк ? ца = цок ? цвос
Если е > 0, а соответственно ДG < 0, то такой процесс может идти самопроизвольно в прямом направлении.
Факторы, влияющие на электродный потенциал
Относительно водородного электрода измерены окислительно-восстановительные потенциалы цо не только металлических полуэлементов, но и других систем. Они сведены в таблицы стандартных электродных потенциалов (стандартный Red-Оx - потенциал, или стандартный электрохимический потенциал). Ряд напряжений металлов является частью таких таблиц.
Значение ц зависит как от внутренних, так и от внешних факторов.
Внутренние факторы: природа электродов и природа электролита.
Внешние факторы: температура, давление, концентрация раствора, pH среды. Их влияние учитывается уравнением Нернста:
RT [OX] 0,059 [OX]
ц = цo + ??? ln ?????
F [Red] n [Red]
где цo - стандартный окислительно-восстановительный потенциал;
R - универсальная газовая постоянная;
T - температура протекания процесса;
[OX] и [Red] - соответственно концентрации веществ в окисленной и
восстановленной формах.
Направление протекания окислительно-восстановительных реакций
По значениям окислительно-восстановительных потенциалов можно судить о возможном направлении различных окислительно-восстановительных процессов.
Окислительно-восстановительные реакции будут протекать самопроизвольно в ту сторону, где е > 0.
Пример. Возможно ли восстановление ионов Fe3+ иодид-ионами в с.у.?
Решение. Схема уравнения: 2 Fe3+ + 2 I? - 2 Fe2+ + I2, е = ?
е = цок ? цвос
2 Fe3+ + 1е - Fe+2 цo = 0,77 В
2 I? ? 2е - I2 цo = 0,54 В
е = 0,77 - 0,54 > 0, следовательно, ДG < 0, процесс может протекать в прямом направлении в стандартных условиях.
Электролиз
Электролиз - совокупность окислительно-восстановительных процессов, протекающих на электродах при пропускании электрического тока через растворы или расплавы электролитов. Электролиз протекает в электролизерах или электролитических ваннах (см.рисунок)
За счет поставок энергии извне - возможны те процессы, которые не могут идти самопроизвольно.
Электролиз расплава KI
В расплаве иодид калия диссоциирует по схеме: KI > К+ + I?. При пропускании электрического тока через расплав катионы калия будут двигаться к катоду (отрицательному электроду), где, взаимодействуя с электронами внешней цепи, они восстанавливаются:
(К?) К+ +1е > Ко , цкo = ? 2,9 В (катодный процесс)
Анионы иода перемещаются к положительно заряженному аноду, где отдают электроны и окисляются с образованием, в конечном итоге, молекулярного иода:
(А+ ) 2I? ? 2e > I2, цao = 0,54 В (анодный процесс)
Каждый из этих процессов протекает не самопроизвольно, а за счет энергии внешнего источника. Во внешней цепи замкнутой системы электроны перемещаются от анода к катоду, а во внутренней цепи (в электролизере) перемещаются ионы: 2К+ + 2I? = 2Ко + I2.
Электрод, на котором идет процесс восстановления, называется катодом; электрод, на котором протекает процесс окисления, называется анодом. Причем, при электролизе катод заряжен отрицательно, анод - положительно.
Электролиз растворов - более сложный процесс, т.к. в нем могут участвовать также молекулы H2O, ионы H3O+ или OH?.
Из нескольких возможных процессов на катоде всегда буде протекать тот, потенциал которого максимальный (чем больше потенциал, тем окислительные свойства сильнее). Поэтому на катоде выделяется водород, а OH?-ионы накапливаются в прикатодном пространстве, если катионом электролита будет металл с потенциалом, более отрицательным, чем -0,41 В.
Если электродный потенциал металла больше, чем - 0,41 В, то из нейтрального раствора такого электролита будет выделяться на катоде только металл. Если потенциал металла по величине близок к - 0, 41В (это металлы средней активности Zn, Cr, Fe, Cd, Ni и др.), то возможно одновременное восстановление и металла, и молекул воды.
Из нескольких возможных процессов при электролизе водных растворов на аноде всегда будет протекать тот процесс, потенциал которого меньше.
На инертном аноде при электролизе водных растворов кислородсодержащих кислот и их солей, растворов щелочей, раствора плавиковой кислоты и фторидов всегда происходит окисление молекул воды с образованием водорода.
В кислой и нейтральной средах: 2H2O - 4e = O2 + 4H+.
В щелочной среде: 4ОН- - 4e = O2 + 2H2O.
В этих случаях электрохимическое окисление воды - наиболее выгодный процесс, т.к. кислородсодержащие анионы и фторид-ион или не способны окисляться вообще, или процесс их окисления идет при очень высоких потенциалах:
2SO42? ? 2е > SO82?, цо = 2,01 В;
2F- ? 2е > F2, цо = 2,87 В.
Если электролизу подвергаются растворы бескислородных кислот HCl, HBr, HI, H2S или их солей, то на аноде окисляются соответствующие анионы с образованием Cl2, Br2, I2, S. Выделение хлора объясняется значительным анодным перенапряжением по кислороду, что повышает значение стандартного электродного потенциала (например, на 0,17 В на угольном электроде):
2Cl- ? 2е > Cl2, цo = 1,36 В;
2H2O ? 2е > O2+ 4H+ цо = 1,23 + 0,17 = 1,40 В
Всегда нужно помнить, что материал, из которого изготовлен анод, может сам окисляться в ходе электролиза; тогда число конкурирующих окислительных процессов возрастает до трех, включая анодное растворение материала анода.
Инертные электроды обычно делают из графита, угля, платины.
Пример 1. Электролиз раствора KI с инертными электродами.
На аноде в данном случае окисляются иодид-ионы, и образуется иод.
(А+) 2I? ? 2e > I2, цao = 0,54 В
2H2O ? 4е > O2+ 4H+ ц = 0,815 (pH=7)
На катоде восстанавливаются молекулы воды:
(К? ) К+ +1е > Ко , цкo = ? 2,9 В
2H2O + 2е > H2 + 2OH? , ц = ? 0,41 В (в нейтральных растворах).
Суммарное уравнение: 2H2O +2I? > H2 + 2OH? + I2 .
Если растворы можно перемешать, то происходит следующий процесс:
КOH + I2 > КI + КIO3+ H2O.
Пример 2. Электролиз раствора CuCl2 с инертным анодом.
Металл находится в ряду напряжений после водорода, поэтому на катоде выделяется металлическая медь. На аноде выделяется хлор.
CuCl2 > Cu2+ + 2Cl-
(К?) Cu2+ + 2е > Cuо; (А+) 2Cl- - 2е > Cl2
Cu2+ + 2Cl- = Cuо + Cl2
Пример 3. Электролиз раствора K2SO4 с инертным анодом.
Металл находится в ряду напряжений значительно левее водорода, то на катоде будут разряжаться молекулы воды, выделяться водород и накапливаться ОН--ионы. В анодном процессе также участвуют молекулы воды, здесь среда будет кислая:
(К?) 2H2O + 2е > H2 + 2OH?; (А+) 2H2O ? 4е > O2+ 4H+
Суммарно:
4К+ + 2SO42- + 6H2O = 2H2 + 4К+ + 4OH? + O2+ 4H+ + 2SO42-
Таким образом, в процессе электролиза сульфата калия участвует только вода.
Пример 4. Электролиз с растворимыми (активными) электродами
Рассмотрим электролиз раствора CuSO4 с медным растворимым анодом:
(К?) Cu2+ + 2е > Cuо, ц = 0,34
2H2O + 2е > H2+2OH? (? 0,41< ц < 0, за счет гидролиза)
В ряду напряжений медь стоит после водорода, поэтому на катоде происходит восстановление катионов меди и выделяется металл.
(А+Cu) Cu ? 2е > Cu2+, ц = 0,34
2H2O ? 4е > O2+ 4H+ ц = 0,815 ч 1,23 (кислая среда)
2SO42? ? 2е > SO82 , ц = 2,01
На аноде должен идти процесс с меньшим значением электродного потенциала, поэтому будет растворяться материал анода. Процесс электролиза в данном случае сводится к растворению медного анода и выделению меди на катоде, что используется при электрохимическом рафинировании металлов.
Cu(А+) > Cu(К-).
Применение электролиза
Электролиз широко используется в различных областях народного хозяйства. В энергетике водород, полученный электролизом, используют для охлаждения генераторов на тепловых и атомных электростанциях. Электролизом растворов солей получают медь, цинк, кадмий, никель, кобальт, марганец и другие металлы. В этих процессах используют нерастворимые аноды. Электролизом расплавов соединений получают алюминий, магний, натрий, литий, бериллий и кальций, а также сплавы некоторых металлов.
Метод электролиза используют для рафинирования (очистки) металлов: меди, золота, серебра, свинца, олова и др. При рафинировании анодом служит очищаемый металл. На аноде растворяется основной металл и примеси, потенциал которых отрицательнее потенциала основного металла. Примеси, имеющие более положительный потенциал, выпадают из анода в виде шлама.
Электролиз используется для нанесения металлических покрытий на металлы и пластмассы (гальванические покрытия). При этом катодом служит обрабатываемое изделие, анодом - или металл покрытия, или нерастворимый электрод.
Вопросы для самоподготовки по модулю 2
1. Что такое электродный потенциал? От чего он зависит?
2. Каково устройство стандартного водородного электрода?
3. Что называют электрохимическим рядом напряжений?
4. Что называют гальваническим элементом?
5. Какие процессы протекают на катоде и аноде в гальваническом элементе?
6. Как условно изобразить схему гальванического элемента в молекулярной и ионной форме?
7. Как определить электродвижущую силу гальванического элемента?
8. Какой процесс называют электролизом?
9. Какие процессы протекают на катоде и аноде при электролизе?
10. Чем обусловлены катодные процессы при электролизе водных растворов солей, кислот и оснований?
11. Чем обусловлены анодные процессы при электролизе водных растворов солей, кислот и оснований?
12. Что называют коррозией металлов? Какие типы коррозии бывают?
13. Какие способы защиты от коррозии бывают?
Задачи для самостоятельного решения:
[5] стр.156-173 №№ 650, 651, 662, 667, 686, 687, 688-692, 711, 713.
Лабораторная работа. Гальванический элемент. Электролиз
Гальванический элемент
Из указанных преподавателем металлов и их растворов соберите гальванический элемент, как указано на рисунке. Для этого два небольших стаканчика на 3/4 наполните 1М растворами указанных солей и опустите в них пластины соответствующих металлов, соединенных металлическим проводником. Стаканы с растворами соедините «солевым» электролитным мостиком _ стеклянной трубкой, заполненной раствором хлорида калия в смеси с агар-агаром. Отметьте по вольтметру напряжение.
Схема гальванического элемента
Рассчитайте ожидаемое значение ЭДС для каждого гальванического элемента, использованного в опыте. Составьте схемы гальванических элементов, указав катод и анод и направление движения тока в цепи.
Как изменится ЭДС гальванического элемента, если один из растворов солей разбавить в 10 раз? Рассчитайте ЭДС для данного случая и измерьте, разбавив соответствующий раствор в 10 раз. Вновь сравните расчетное и экспериментальное значения. Как следует изменять концентрацию раствора в прикатодном пространстве (в прианодном пространстве), чтобы повысить ЭДС гальванического элемента?
Влияние образования микрогальванопар на течение химических процессов
В две пробирки налить по 2-3 мл 1М раствора серной кислоты. В одну из пробирок добавить 1 мл раствора сульфата меди. Затем в обе пробирки опустить по кусочку чистого цинка (без примесей). Наблюдается более интенсивное выделение водорода в той пробирке, в которую был добавлен сульфат меди. Что появилось на поверхности цинка в присутствии сульфата меди?
Попытайтесь объяснить различную интенсивность выделения водорода, учитывая, что цинк с медью образую микрогальванопару - микрогальванический элемент. В каком направлении движутся электроны в паре цинк/медь? Какой металл будет иметь отрицательный заряд, и являться катодом для ионов водорода?
Электролиз водных растворов с нерастворимым анодом
а) Электролиз иодида калия
Приготовьте в отдельной пробирке 10-15 мл раствора иодида калия с добавлением 5-6 капель фенолфталеина и крахмального клейстера. Приготовленный раствор перелить в электролизер. В оба колена электролизера опустить графитовые электроды и подключить прибор к источнику тока.
Схема электролизера с графитовыми электродами
Почему на катоде не выделяется металлический калий? Какие ионы в прикатодном пространстве обусловили окрашивание раствора? Что произошло с иодид-ионами на аноде? Чем объясняется синее окрашивание раствора в прианодном пространстве?
Написать уравнения катодного и анодного процессов.
б) Электролиз раствора сульфата натрия
В отдельной пробирке смешать раствор сульфата натрия и нейтральный раствор лакмуса, вылить его в электролизер, опустить инертные электроды и подключить прибор к источнику тока. В обоих коленах электролизера выделяется газ и изменяется окраска раствора.
Какие ионы окрашивают лакмус в прикатодном и прианодном пространстве? Какой газ выделяется на катоде? Какой газ выделяется на аноде?
Написать уравнения катодного и анодного процессов, протекающих при электролизе водного раствора сульфата натрия.
Электролиз водных растворов с растворимым анодом
Обоснуйте состав продуктов при электролизе раствора серной кислоты на медном аноде. Составьте уравнения катодных и анодных процессов, суммарное уравнение. В большой стакан налейте 1М раствор серной кислоты и закройте его крышкой с закрепленными в ней графитовым и медным электродами. Подсоедините электроды к внешнему источнику постоянного тока так, чтобы медный электрод поляризовался анодно.
Включите питание, подайте напряжение на электроды. Что наблюдается? Почему на графитовом электроде водород и медь выделяются одновременно?
После окончания опыта графитовый электрод погрузите в 10%_ный раствор азотной кислоты (зачем?), после чего промойте водой.
Написать уравнения катодного и анодного процессов
Какое практическое значение может иметь такой вид электролиза?
Проектное задание к модулю 2
1.В каком направлении будут перемещаться электроны во внешней цепи гальванических элементов: а) Mg¦Mg2+¦Pb2+¦Pb; б) Pb¦Pb2+¦Cu2+¦Cu, если все растворы электролитов одномолярные? Какой металл будет растворяться в каждом случае?
2.Составить схемы электролиза водного раствора хлорида цинка, если: а) анод инертный; б) анод цинковый.
Тест рубежного контроля к модулю 2
|
1. Анодом называется |
||
|
а) электрод, на котором протекает процесс окисления |
б) положительно заряженный электрод при электролизе |
|
|
в) отрицательно заряженный электрод в гальваническом элементе |
г) электрод, на котором идет процесс восстановления |
|
|
2. Гальванический элемент - это устройство, в котором: |
||
|
а) за счет протекания химической реакции идет процесс окисления |
б) за счет электрического тока протекает химическая реакция |
|
|
в) за счет протекания химической реакции идет процесс восстановления |
г) химический источник электрического тока |
|
|
3. Составить схему гальванического элемента, где никель является отрицательным электродом |
||
|
а) Ag |Ag+ || Ni2+ | Ni |
б) Ni | Ni2+ || Ag+ |Ag |
|
|
в) Ni2+ | Ni || Ag |Ag+ |
г) Ni | Ni2+ || Al 3+ |Al |
|
|
4. Электродвижущая сила гальванического элемента - |
||
|
а) разность потенциалов положительного и отрицательного электродов гальванич. элемента |
б) максимальное напряжение в гальв. элементе за счет протекания химической реакции |
|
|
в) разность потенциалов анода и катода |
г) разность потенциалов катода и анода |
|
|
5. Натрий можно получить при электролизе - |
||
|
а) раствора Na2SO4 |
б) расплава NaCl |
|
|
в) раствора NaI |
г) раствора NaCl |
|
|
6. Между какими веществами произойдет химическая реакция |
||
|
а) Fe + К2SO4 |
б) Fe + CuSO4 |
|
|
в) Al + NiCl2 |
г) Al + CaCl2 |
Приложения
Относительная электрооотрицательность некоторых элементов (по Полингу)
|
I |
II |
III |
IV |
V |
VI |
VII |
|
|
H 2,1 |
|||||||
|
Li 0,98 |
Be 1,5 |
B 2,0 |
C 2,5 |
N 3,07 |
O 3,5 |
F 4,0 |
|
|
Na 0,93 |
Mg 1,2 |
Al 1,6 |
Si 1,9 |
P 2,2 |
S 2,6 |
Cl 3,0 |
|
|
K 0,91 |
Ca 1,0 |
Sc 1,3 |
Ti 1,5 |
V 1,6 |
Cr 1,6 |
Mn 1,5 |
|
|
Cu 1,9 |
Zn 1,6 |
Ga 1,8 |
Ge 1,8 |
As 2,1 |
Se 2,5 |
Br 2,8 |
|
|
Rb 0,89 |
Sr 0,99 |
Y 1,3 |
Zr 1,4 |
Nb 1,6 |
Mo 1,8 |
Tc 1,9 |
|
|
Ag 1,9 |
Cd 1,7 |
In 1,5 |
Sn 1,8 |
Sb 1,9 |
Te 2,1 |
I 2,6 |
|
|
Cs 0,7 |
Ba 0,9 |
La 1,0 |
Hf 1,3 |
Ta 1,5 |
W 1,7 |
Re 1,9 |
Стандартные электродные потенциалы (Ео) в водных растворах при 25оС
|
элемент |
Электродный процесс |
Ео, В |
|
|
Li |
Li+ + 1 е- - Li |
- 3,04 |
|
|
K |
K+ + 1 е- - K |
- 2,92 |
|
|
Ba |
Ba2+ + 2 е- - Ba |
- 2,90 |
|
|
Ca |
Ca2+ + 2 е- - Ca |
- 2,87 |
|
|
Na |
Na+ + 1 е- - Na |
- 2,71 |
|
|
Mg |
Mg2+ + 2 е- - Mg |
- 2,36 |
|
|
Al |
Al3+ + 3 е- - Al |
- 1,66 |
|
|
Н |
2Н2О + 2 е- - Н2 + 2ОН- (щелоч.среда) |
- 0,828 |
|
|
Zn |
Zn2+ + 2 е- - Zn |
- 0,76 |
|
|
Cr |
Cr3+ + 3 е- - Cr |
- 0,74 |
|
|
Fe |
Fe2+ + 2 е- - Fe |
- 0,44 |
|
|
Н |
2Н2О + 2 е- - Н2 + 2ОН- (нейтр.среда) |
- 0,41 |
|
|
Fe |
Fe3+ + 1 е- - Fe2+ |
+ 0,77 |
|
|
Co |
Co2+ + 2 е- - Co |
- 0,28 |
|
|
Sn |
Sn2+ + 32е- - Sn |
- 0,14 |
|
|
Pb |
Pb2+ + 2 е- - Pb |
- 0,13 |
|
|
Н |
2Н+ +2 е - Н2 |
0,00 |
|
|
S |
SO42- +2Н+ +2 е - SO32- + Н2О |
+0,17 |
|
|
Bi |
Bi3+ + 3 е- - Bi |
+ 0,21 |
|
|
Cu |
Cu2+ + 2 е- - Cu |
+ 0,34 |
|
|
О |
О2 + 2Н2О + 4 е- - 4ОН- |
+ 0,401 |
|
|
I |
I2 + 2 е- - 2I- |
+0,53 |
|
|
Mn |
MnO4- + 1е- - MnO42- |
+0,56 |
|
|
Mn |
MnO4- + 2Н2О + 3е- - MnO2 + 4ОН- |
+0,60 |
|
|
Ag |
Ag+ + е- -Ag |
+ 0,80 |
|
|
Hg |
Hg2+ + 2 е- - Hg |
+ 0,85 |
|
|
О |
О2 + 4Н+ + 4 е- - 2Н2О |
+ 1,23 |
|
|
Cr |
Cr2O72- + 14H+ + 6 е- - 2Cr3+ + 7Н2О |
+1,33 |
|
|
Pb |
PbO2 + 4Н+ + 2 е- - Pb2+ + 2Н2О |
+1,46 |
|
|
Au |
Au3+ + 3 е- - Au |
+1,50 |
|
|
Mn |
MnO4- + 8Н+ + 5 е- - Mn2+ + 4Н2О |
+1,51 |
|
|
О |
S2O82- + 2 е- - 2SO42- |
+2,01 |
|
|
F |
F2 + 2 е- - 2F- |
+2,87 |
Рекомендуемая литература
1. Угай Я.А. Общая и неорганическая химия. М.: Высшая шк., 2004.
2. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. М.: Высш. шк., 2003.
3. Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия. М.: Химия, 1994.
4. Неорганическая химия. В 3-х томах. П/ред.Третьякова Ю.Д. М.: Академия; Т.1-2004
5. Глинка Н.Л. «Задачи и упражнения по общей химии». М.: «Интеграл-Пресс», 2004.
Размещено на Allbest.ru
...Подобные документы
Положения теории окислительно-восстановительных реакций. Важнейшие окислители и восстановители. Кислородсодержащие соли элементов. Гидриды металлов. Метод электронного баланса. Особенности метода полуреакций. Частное уравнение восстановления ионов.
презентация [219,3 K], добавлен 20.11.2013Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса. Степень окисления как условный заряд атома элемента. Распространённые восстановители. Свободные неметаллы, переходящие в отрицательные ионы. Влияние концентрации.
презентация [498,5 K], добавлен 17.05.2014Проведение качественных опытов, раскрывающих окислительные и восстановительные свойства отдельных веществ. Приобретение навыков составления окислительно-восстановительных уравнений методом электронного баланса. Техника безопасности при проведении опытов.
методичка [29,8 K], добавлен 09.03.2009Определение водородного и гидроксильного показателей. Составление окислительно-восстановительных реакций и электронного баланса. Изменение степени окисления атомов реагирующих веществ. Качественные реакции на катионы различных аналитических групп.
практическая работа [88,2 K], добавлен 05.02.2012Характеристика окислительных и восстановительных процессов. Правила определения степени окисления атомов химических элементов, терминология и правила определения функции соединения в ОВР. Методы составления уравнений: электронного баланса, полуреакций.
презентация [63,2 K], добавлен 20.03.2011Отличительные признаки окислительно-восстановительных реакций. Схема стандартного водородного электрода. Уравнение Нернста. Теоретические кривые титрования. Определение точки эквивалентности. Окислительно-восстановительные индикаторы, перманганатометрия.
курсовая работа [319,6 K], добавлен 06.05.2011Понятие окисления и восстановления. Типичные восстановители и окислители. Методы электронного и электронно-ионного баланса. Восстановление металлов из оксидов. Химические источники тока. Окислительно-восстановительные и стандартные электродные потенциалы.
лекция [589,6 K], добавлен 18.10.2013Сущность и виды окисления - химических реакций присоединения кислорода или отнятия водорода. Ознакомление с методами восстановления металлов в водных и соляных растворах. Изучение основных положений теории окислительно-восстановительных реакций.
реферат [130,1 K], добавлен 03.10.2011Классификация окислительно-восстановительных реакций в органической и неорганической химии. Химические процессы, результат которых - образование веществ. Восстановление альдегидов в соответствующие спирты. Процессы термической диссоциации водного пара.
реферат [55,9 K], добавлен 04.11.2011Окислительно-восстановительные реакции, при которых происходит процесс переноса электронов от одних атомов к другим. Направление самопроизвольного протекания реакций. Виды потенциалов и механизмы их возникновения, а также ряд напряжений металлов.
презентация [104,9 K], добавлен 18.05.2014Важнейшие окислители и восстановители. Cоставление уравнений окислительно-восстановительных реакций и подбор стехиометрических коэффициентов. Влияние различных факторов на протекание реакций. Окислительно-восстановительный эквивалент, сущность закона.
лекция [72,5 K], добавлен 22.04.2013Важнейшие окислители и восстановители. Правила определения CO. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций и подбор стехиометрических коэффициентов. Влияние различных факторов на протекание ОВР. Электрохимический ряд напряжений металлов.
презентация [72,4 K], добавлен 11.08.2013Составление уравнении окислительно-восстановительных реакций, расчет их эквивалентных масс. Методы измерения электродвижущих сил гальванических элементов. Характеристика электролиза на основе закона Фарадея. Изучение процессов коррозии металлов.
методичка [245,6 K], добавлен 07.11.2011Методы окислительно-восстановительного титрования. Основные окислители и восстановители. Факторы, влияющие на окислительно-восстановительные реакции. Применение реакции окисления-восстановления в анализе лекарственных веществ. Растворы тиосульфата натрия.
презентация [1,0 M], добавлен 21.10.2013Особенности методов окислительно-восстановительного титрования. Основные требования к реакциям, константа равновесия. Характеристика видов окислительно-восстановительного титрования, его индикаторы и кривые. Приготовление и стандартизация растворов.
курсовая работа [1,7 M], добавлен 25.12.2014Исследование зависимости константы Генри от рН раствора, в котором растворяется газ, обладающий кислотными свойствами. Окислительно-восстановительные элементы и электродные потенциалы. Изучение влияния добавок на окислительно-восстновительные потенциалы.
контрольная работа [62,6 K], добавлен 12.10.2013Изменение в группе величины радиусов атомов и ионов, потенциала ионизации. Окислительно-восстановительные реакции, реакции комплексообразования и образования малорастворимых соединений. Биологическое значение и применение титана и тантала в медицине.
реферат [153,0 K], добавлен 09.11.2014Классификация методов окислительно-восстановительного титрования. Индикаторы окислительно-восстановительного титрования. Перманганатометрия, йодометрия и дихроматометрия. Окраска окисленной и восстановленной формы. Фиксирование точки эквивалентности.
реферат [24,7 K], добавлен 23.02.2011Поляризация электродов и замедленность электродных процессов. Возникновение гальванического элемента вследствие выделения на электродах продуктов электролиза. Максимумы на полярограммах. Преимущество твердых вращающихся электродов и сдвиг потенциала.
реферат [1,2 M], добавлен 02.08.2009Определение молярной массы эквивалентов цинка. Определение концентрации раствора кислоты. Окислительно-восстановительные реакции. Химические свойства металлов. Реакции в растворах электролитов. Количественное определение железа в растворе его соли.
методичка [659,5 K], добавлен 13.02.2014
