Если степень окисления некоторого атома в химическом соединении промежуточная, то этот атом может как принимать электроны (т.е. быть окислителем), так и отдавать их (т.е. быть восстановителем). Такое поведение, в частности, характерно для пероксида водорода, поскольку в состав молекулы Н 2 O 2 входят атомы кислорода в промежуточной степени окисления минус 1:
(окислитель) ® Н 2 O –2 (2O –1 + 2e – ® 2O –2)
(восстановитель) ® O 2 0 (2O –1 – 2e – ® O 2 0).
При прогнозировании поведения пероксида водорода и других веществ, характеризующихся окислительно-восстановительной двойственностью, необходимо учитывать следующее. Если, например, для пероксида водорода партнёром по реакции является вещество, способное быть только окислителем (KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7), то H 2 O 2 будет вести себя как восстановитель и окисляться до O 2 . Если же пероксид водорода взаимодействует с веществом, способным проявлять только восстановительные свойства (KI), то молекулы H 2 O 2 будут выполнять функцию окислителя, восстанавливаясь до молекул H 2 O.
Окислительно-восстановительная двойственность характерна также для азотистой кислоты и нитритов:
(окислитель) ® , или , или ;
(восстановитель) ® .
Активные неметаллы, например, галогены в щелочных растворах подвергаются реакциям самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования); в этих реакциях одна часть атомов простого вещества является окислителем, а другая – восстановителем:
Cl 2 0 ® 2Cl –1 Cl 2 0 ® 2Cl –1
Cl 2 0 ® 2 Cl 2 0 ® 2
Несмотря на то, что вещества, в состав которых входит атом в промежуточной степени окисления, теоретически могут быть как окислителями, так и восстановителями, на практике часто преимущественно проявляются либо окислительные, либо восстановительные свойства. Например, атомы Mn +4 , Cu +2 , Fe +2 , S +4 в соединениях MnO 2 , CuSO 4 , Fe(OH) 2 , Na 2 SO 3 , в принципе, могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства, однако оксид марганца (IV) в кислых растворах – сильный окислитель , восстанавливающийся в соответствии со схемой:
MnO 2 ® Mn 2+ ;
соединения двухвалентной меди проявляют окислительные свойства , восстанавливаясь до соединений одновалентной меди:
Cu 2+ ® Cu +1 ;
соединения железа (II) легко окисляются до соединений железа (III) :
Fe 2+ ® Fe 3+ ; Fe(OH) 2 ® Fe(OH) 3 ;
растворимые соли железа (III) проявляют окислительные свойства , восстанавливаясь до соединений железа (II):
Fe 3+ ® Fe 2+ ;
сульфиты – сильные восстановители и легко окисляются до сульфатов:
SO 3 2– ® SO 4 2– .
Некоторые неметаллы (C, S, P, As) окисляются концентрированной азотной кислотой до высшей степени окисления:
С ® CO 2 ; S ® SO 4 2– P ® H 3 PO 4 As ® H 3 AsO 4
Йод окисляется азотной кислотой до степени окисления +5: I 2 ® HIO 3 .
Сама HNO 3 в этих реакциях может восстанавливаться как до NO 2 , так и до NO.
Неметаллы могут также окисляться концентрированной серной кислотой:
С ® CO 2 ; S ® SO 2 H 2 ® H 2 O P ® H 3 PO 4
При этом H 2 SO 4 восстанавливается до SO 2 .
Пример 4.1 Спрогнозируйте продукты следующей окислительно-восста-новительной реакции и составьте уравнение реакции ионно-электронным методом (т.е. методом полуреакций): K 2 Cr 2 O 7 + N 2 H 4 + H 2 SO 4 ® … .
При выполнении данного задания следует учитывать, что запись H 2 SO 4 в условии подразумевает разбавленную серную кислоту; если в реакции участвует концентрированная серная кислота – будет применяться запись H 2 SO 4 (конц.).
Разбавленная серная кислота в подавляющем большинстве окислительно-восстановительных реакций (исключение – реакции с активными металлами) не проявляет себя ни как окислитель, ни как восстановитель и применяется для создания кислой среды. Следовательно, окислитель и восстановитель нужно искать среди двух оставшихся веществ. Атом хрома в K 2 Cr 2 O 7 находится в высшей степени окисления +6. Поэтому в любой окислительно-восстановительной реакции K 2 Cr 2 O 7 ведёт себя как окислитель. В кислой среде дихромат-ионы восстанавливаются до ионов Cr 3+ : Cr 2 O 7 2– ® 2Cr 3+ .
В молекуле N 2 H 4 атом азота находится в промежуточной степени окисления минус 2. Теоретически атом в промежуточной степени окисления может быть как окислителем, так и восстановителем. Но в данной реакции функцию окислителя выполняет K 2 Cr 2 O 7 . Поэтому гидразин (N 2 H 4) – восстановитель. Как уже было ранее сказано, атомы-восстановители в отрицательной степени окисления обычно окисляются до нулевой степени окисления. Поэтому, даже не зная химии гидразина, можно предположить, что продуктом его окисления в данной реакции будет азот: N 2 H 4 ® N 2 .
Исходные схемы превращений: Cr 2 O 7 2– ® 2Cr 3+
N 2 H 4 ® N 2
Процедура составления ионно-электронных уравнений подробно рассмотрена в методических указаниях по общей химии . Напомним кратко важнейшие правила уравнивания атомов кислорода и водорода при составлении полуреакций.
В ту часть составляемого ионно-электронного уравнения реакции, протекающей в кислой среде, где имеется недостаток атомов кислорода, следует записать на каждый недостающий атом О одну молекулу Н 2 О, а в другую часть уравнения – два иона Н + .
В ту часть составляемого ионно-электронного уравнения реакции, протекающей в кислой среде, где не хватает атомов водорода следует записать нужное количество ионов Н + .
Cr 2 O 7 2– + 14H + + 6e – ® 2Cr 3+ + 7H 2 O 2
N 2 H 4 ® N 2 + 4H + + 4e – 3
Некоторые элементы могут проявлять переменные степени окисления - низшие, высшие и промежуточные. Например, азот в аммиаке имеет низшую степень окисления (-3), а в азотной кислоте - высшую степень окисления (+5). Существует также ряд соединений, где азот имеет промежуточные значения степени окисления между этими крайними значениями.
Соединение азота N 2 H 4 NH 2 OH N 2 N 2 O NO N 2 O 3 NO 2
Степень окисления -2 -1 0 +1 +2 +3 +4
Соединения, которые содержат атомы в крайних степенях окисления, ведут себя однозначно: либо являются окислителями, либо - восстановителями. Так, атомы азота в аммиаке, ионе аммония, нитридах металлов не способны более к присоединению электронов, поэтому данные вещества проявляют только восстановительные свойства за счет азота в степени окисления (-3). В азотной кислоте, нитратах, оксиде азота (+5) атомы азота уже не способны терять электроны, поэтому эти вещества проявляют только окислительные свойства за счет азота в степени окисления (+5).
Если вещество содержит атомы элемента в промежуточной степени окисления, то оно может вести себя двояко: может, как приобретать электроны, так и терять их. В первом случае вещество ведет себя как окислитель, во втором случае - как восстановитель. Все определяется химической природой партнера.
Например, простое вещество сера проявляет восстановительные свойства по отношению к хлору и кислороду; с другой стороны, она может быть окислителем по отношению к металлам и водороду. В подавляющем большинстве случаев, водород ведет себя как восстановитель, но по отношению к активным металлам проявляет окислительные свойства. Йод является очень слабым окислителем, зато легко проявляет восстановительные свойства по отношению азотной кислоте или хлорной воде.
3 I 2 + 2Аl = 2 Аl I 3 ;
I 2 + 5Cl 2 + 6H 2 O = 2HIО 3 + 10 HCl.
Кроме того, в щелочной среде для всех галогенов, кроме фтора, характерны реакции диспропорционирования, когда атомы хлора являются одновременно и окислителями, и восстановителями:
Cl 2 + 2KOH = KOCl + KCl + H 2 O
Азотистая кислота и нитриты - одно из наиболее распространенных веществ с окислительно-восстановительной двойственностью. Действуя, как восстановитель, они окисляются до азотной кислоты или нитратов. Проявляя окислительные свойства, они восстанавливаются до NO или еще более низких степеней окисления, если это позволяет восстановитель.
- 5HNO 2 + 2KМnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5HNO 3 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O;
- 2NaNO 2 + 2NaI + 2H 2 SO 4 = 2NO + I 2 + 2Na 2 SO 4 + 2H 2 O.
Пероксид водорода, пероксиды металлов, дисульфид водорода и дисульфиды металлов. В соединениях такого типа содержатся атомы кислорода и серы со степенью окисления (-1). В присутствии восстановителя эти атомы могут принимать еще по одному электрону и понижать степень окисления до (-2). При взаимодействии с окислителями они способны отдавать электроны, повышая степень окисления до нуля и образуя свободные кислород или серу.
- 5H 2 O 2 + 2KМnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5O 2 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O;
- 2KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 = I 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 O.
Сернистая кислота, оксид серы (+4), сульфиты.
В этих соединениях содержатся атомы серы в промежуточной степени окисления (+4). Поэтому, проявляя восстановительные свойства, они могут окисляться до серной кислоты, оксида серы (+6) и сульфатов, где атомы серы имеют степень окисления (+6). При взаимодействии с очень сильными восстановителями, они могут проявлять окислительные свойства, восстанавливаясь до свободной серы, где атомы серы имеют степени окисления (0).
- 3K 2 SO 3 + 2KМnO 4 + H 2 O = 3K 2 SO 4 +2MnO 2 + 2KOH;
- 2H 2 S + SO 2 = 3S + 2H 2 O.
Говоря об окислительно-восстановительной двойственности, нужно помнить, что в некоторых случаях она может быть обусловлена различной природой отдельных составных частей молекулы. Например, соляная кислота HCl проявляет восстановительные свойства за счет хлорид-ионов Cl Ї , и окислительные свойства за счет катионов H + .
а) Налейте в пробирку раствор иодида калия, подкислите его серной кислотой и добавьте немного пероксида водорода. Реакция протекает по схеме:
KJ +H 2 O 2 + H 2 SO 4 → J 2 + K 2 SO 4 + …
Что наблюдается? Какую функцию выполняет пероксид водорода в этой реакции?
Напишите уравнение реакции, составив схему электронного баланса. Укажите процессы окисления и восстановления, окислитель и восстановитель.
в) Налейте в пробирку раствор перманганата калия, подкислите его серной кислотой и добавьте пероксид водорода. Как меняется цвет раствора?
Реакция протекает по схеме:
KMnO 4 +H 2 O 2 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + K 2 SO 4 + O 2 …
Напишите уравнение реакции, составив схему электронного баланса. Укажите процессы окисления и восстановления, окислитель и восстановитель. Какие свойства проявляет пероксид водорода в этой реакции?
Примечание: В ряде вышеприведенных окислительно-восстановительных реакций изменяется цвет раствора. По изменению цвета раствора можно судить о продуктах окисления-восстановления, если знать цвета соответствующих ионов.
Опыт 5. Влияние характера среды на протекание окислительно -восстановительных реакций.
В 3 пробирки налейте раствор перманганата калия. В первую пробирку добавьте 2 капли разбавленной серной кислоты (кислая среда), во вторую пробирку добавьте 2 капли дистиллированной воды (нейтральная среда), в третью добавьте 2 капли разбавленного раствора гидроксида натрия (щелочная среда). В каждую из пробирок добаьте порошкообразный сульфит натрия. Отметьте наблюдаемые явления.
Обратите внимание, что перманганат ион (MnO 4 -1) - фиолетового цвета, манганат ион (MnO 4 -2) - зеленого, оксид марганца (IV) (MnO 2) - бурого цвета, а ион Mn +2 - бесцветный.
Напишите уравнения наблюдаемых реакций. Для всех уравнений составьте уравнения электронного баланса и подберите коэффициенты. К какому типу относятся данные окислительно-восстановительные реакции?
Опыт 6. Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления. Термическое разложение бихромата аммония. (Опыт проводятся лаборантом)
Поместите небольшое количество кристаллического бихромата аммония в виде горки в фарфоровую чашку. Нагрейте в пламени газовой горелки стеклянную палочку и внести ее в середину подготовленной горки. Палочку подержите несколько секунд до начала реакции. Отметьте наблюдаемые явления. Учитывая, что при термическом разложении бихромата аммония образуется оксид хрома (III), азот и вода, с помощью метода электронного баланса составьте уравнение реакции. Укажите окислитель и восстановитель.
Опыт 7.Реакции диспропорционирования (самоокисления – самовосстановления)
Внесите в пробирку 5-7 капель бромной воды и добавьте к ней по каплям разбавленного раствора гидроксида натрия до обесцвечивания раствора. Запишите уравнение реакции, принимая во внимание, что продуктами являются бромид натрия, гипобромид натрия (NaBrO) и вода. Составьте уравнения электронного баланса,
укажите окислитель и восстановитель?
1. Какие из приведенных ниже реакций являются окислительно-восстановительными?
2. Окисление или восстановление происходит при переходах:
3. Заполните приведенную ниже таблицу, используя следующие вещества:
4. Подберите коэффициенты и вычислите эквивалентную массу перманганата калия и нитрита натрия в следующих реакциях:
5. Подберите коэффициенты в уравнениях следующих межмолекулярных окислительно-восстановительных реакций:
6. Подберите коэффициенты в следующих уравнениях реакций диспропорционирования:
Тема: ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ
Гальванический элемент – это химический источник электроэнергии, в котором энергия химической реакции преобразуется в электрическую энергию.
Гальванический элемент состоит из двух электродов – катода и анода, погруженных в растворы электролитов. Электролитами обычно являются соли тех металлов, из которых изготовлены электроды. Электрический контакт между растворами электролитов осуществляется с помощью пористой перегородки или электролитического «мостика», который изготовляется из U-образной стеклянной трубки, заполненной раствором электролита. Такой «мостик» проводит ток благодаря наличию ионов, но препятствует смешиванию электролитов.
Работа гальванического элемента основана на протекающей в нём окислительно-восстановительной реакции, причем процессы окисления и восстановления разделены, они протекают на разных электродах: окисление на аноде, а восстановление на катоде. Электроны движутся во внешней цепи от анода к катоду (от восстановителя к окислителю).
Главной характеристикой гальванического элемента является его электродвижущая сила (ЭДС). ЭДС – это разность потенциалов электродов в состоянии, когда сила тока равна нулю, т.е. когда между электродами и растворами солей устанавливается химическое равновесие:
Обычно для создания гальванического элемента берут два разных металла, расположенных далеко друг от друга в электрохимическом ряду активности металлов (ряду напряжений), чтобы получить наибольшую ЭДС.
Для примера рассмотрим магниево-серебряный гальванический элемент.
Найдем в ряду напряжений эти металлы и их стандартные электродные потенциалы:
Магний – более активный металл, он при работе гальванического элемента является анодом, то есть окисляется, а на серебряном электроде происходит восстановление катионов серебра из раствора, то есть серебряный электрод является катодом:
Электрохимическая схема гальванического элемента и его токообразующая реакция в ионном виде записываются так:
Уравнение токообразующей реакции в молекулярном виде показы-вает, что данный гальванический элемент производит электроэнергию за счёт окислительно-восстановительной реакции вытеснения менее ак-тивного металла более активным из раствора его соли:
Mg + 2AgNO 3 = Mg(NO 3) 2 + 2Ag↓
Электродвижущая сила магниево-серебряного гальванического элемента при стандартных условиях рассчитывается по формуле:
При работе гальванического элемента в нестандартных условиях вначале необходимо вычислить электродные потенциалы катода и анода по уравнению Нернста:
где j 0 Me / Me n+ – стандартный электродный потенциал; Т – температура; n – число электронов, переходящих от восстановителя к окислителю; – молярная концентрация катионов металла в растворе электролита; R – молярная газовая постоянная; F – постоянная (число) Фарадея.
При стандартной температуре (298 К), но нестандартном значении концентрации катионов пользуются упрощенным вариантом этого уравнения:
Экспериментальная часть
Целью работы является изучение электрохимической активности наиболее известных металлов, сборке гальванического элемента и определение его ЭДС.
Опыт 1. Исследование электрохимической активности металлов
В шесть пробирок налить по 10 капель растворов солей магния, цинка, железа (II), олова (II), свинца (II), меди (II). Опустить в пробирки по кусочку магния, исключая первую пробирку. Отметить изменения, наблюдаемые в пробирках, написать уравнения реакций. Повторить опыт ещё пять раз, опуская цинк, железо, олово, свинец и медь во все пробирки, кроме тех, в которых содержится раствор соли того же самого металла. Написать уравнения наблюдаемых реакций. Опытные данные занести в таблицу, поставив знак "+" под ионами металлов в тех случаях, когда эти металлы вытеснялись из их солей, и знак "0", когда вытеснения не происходило.
Способность металлов восстанавливать друг друга из растворов их солей
| Металл | Ионы металла в растворе | |||||
| Mg 2+ | Zn 2+ | Fe 2+ | Sn 2+ | Pb 2+ | Cu 2+ | |
| Mg | –– | |||||
| Zn | –– | |||||
| Fe | –– | |||||
| Sn | –– | |||||
| Pb | –– | |||||
| Cu | –– |
В выводе охарактеризовать восстановительную способность изученных металлов и расположить их в ряд по уменьшению этого свойства. Соответствует ли расположение металлов в этом ряду их расположению в ряду электрохимической активности металлов?
Опыт 2. Cборка гальванического элемента и измерение его ЭДС
Собрать гальванический элемент, электродами которого служат цинк и медь. Для этого взять два химических стакана и заполнить их растворами солей с известной концентрацией: один – сульфатом цинка, а другой – сульфатом меди (II), и соединить их электролитическим мостиком. Электролитический мостик – это U-образная стеклянная трубка, заполненная раствором электролита, например хлорида или сульфата натрия, а в простейшем случае это лента фильтровальной бумаги, смоченная раствором любого электролита.
В первый стакан опустить цинковый электрод, во второй – медный. Подключить к клеммам вольтметр и замерить напряжение на электродах. В отчете отразить следующее: 1) записать собранный гальванический элемент его в виде электрохимической схемы; 3) написать схемы анодного и катодного процессов и уравнение токообразующей реакции; 4) вычислить теоретическое значение ЭДС, сравнить его с измеренным и рассчитать погрешность опыта; 5) в выводе объяснить, почему изме-ренное значение ЭДС отличается от теоретического.
Дополнительные задания к лабораторной работе
1. Расположите металлы железо, медь, марганец, магний, серебро в ряд по увеличению окислительных свойств их катионов.
2. Среди металлов свинец, золото, кадмий, кальций, медь укажите: а) взаимодействующие с соляной и разбавленной серной кислотами; б) вытесняющие никель из растворов его солей.
3. Вычислите значение электродного потенциала цинка, если цинк находится в растворе своей соли с концентрацией катионов 0,01 М, а температура раствора равна 15 °С.
4. Вычислите значение электродного потенциала меди, если элек-трод находится в растворе соли меди (II) с концентрацией катионов 0,1 М, температура раствора равна 10 °С.
5. Напишите электрохимическую схему гальванического элемента, составленного из медного и марганцевого электродов с растворами со-лей меди (II) и марганца (II). Вычислите ЭДС элемента при стандартных условиях и при концентрации катионов в растворах 0,1М (температура стандартная).
6. Напишите схему двух гальванических элементов, в одном из ко-торых цинк является катодом, а в другом анодом; вычислите их ЭДС.
7. Приведена электрохимическая схема гальванического элемента:
Напишите схему катодного и анодного процессов, уравнение токообразующей реакции в молекулярном и ионном виде. Определите ЭДС элемента при стандартных условиях.
Лабораторная работа 15.
Тема: ЭЛЕКТРОЛИЗ
Электролизом называется совокупность окислительно-восстановительных процессов, происходящих при пропускании постоянного электрического тока через раствор или расплав электролита.
Пропускание тока через электролиты осуществляется с помощью электродов: катода, на котором происходит процесс восстановления, и анода, на котором осуществляется процесс окисления.
При электролизе растворов солей закономерности восстановления на катоде следующие.
1. Катионы металлов, расположенных в ряду напряжений правее железа (от кадмия до золота), восстанавливаются согласно уравнению:
Ме n+ + nе = Me
2. Катионы активных металлов, расположенных в левой части ряда напряжений (от лития до алюминия), не восстанавливаются. В этом случае на катоде происходит восстановление воды:
2Н 2 О + 2е = Н 2 + 2ОН -
3. Катионы металлов, расположенных в средней части ряда напряжений (марганец, цинк, хром, железо и др.), восстанавливаются на катоде вместе с восстановлением воды, т.е. параллельно идут два процесса, уравнения которых приведены выше.
Закономерности окисления на аноде следующие.
1. Простые анионы (Сl - , Br - , I - , S 2-), кроме F - -ионов, окисляются с образованием соответствующих простых веществ, например:
2Cl - – 2е = Сl 2
2. Сложные анионы (NO 3 - , SO 4 2- , PO 4 3- и др.) и F - -ионы не окисляются. В этом случае на аноде происходит окисление воды:
2Н 2 О – 4е = О 2 + 4Н +
Эти закономерности относятся к электролизу с инертным (нерастворимым) электродом: платина, графит, электродная сталь.
Но если анод изготовлен из металла, соль которого является электролитом, то в этом случае сам анод окисляется, переходя в раствор в виде катионов
Ме – nе = Me n+ ,
а на катоде происходит восстановление этого же металла
Ме n+ + nе = Me
Такой электролиз называется электролизом с активным (растворимым) анодом.
Экспериментальная часть
Целью работы является экспериментальное ознакомление с различными типами электролиза солей.
Опыт 1. Электролиз хлорида никеля (II) с инертными электродами
Собрать электролизер, используя графитовые стержни в качестве электродов. Залить в электролизер раствор хлорида никеля (II), включить электроды в сеть постоянного электрического тока и вести электролиз 5–6 мин. Наблюдать выделение металла на одном электроде (как этот электрод называется?) и газа (какого?) – на другом электроде (как он называется?).
В отчете нарисовать схему электролизера, описать опыт и наблюдения. Записать уравнения катодного и анодного процессов и общее уравнение электролиза хлорида никеля (II).
Опыт 2. Электролиз хлорида натрия с инертными электродами
Очистить электроды после первого опыта наждачной бумагой и вновь собрать электролизер. Залить в него раствор хлорида натрия и вести электролиз 5–6 мин. Наблюдать выделение газов (каких?) на обоих электродах. После проведения электролиза установить с помощью индикатора среду раствора.
В отчете описать наблюдения и результаты электролиза. Записать уравнения катодного и анодного процессов, образования щелочи в растворе и общее уравнение электролиза раствора хлорида натрия.
Опыт 3. Электролиз сульфата натрия с инертными электродами
Собрать электролизер так, как это было сделано в первом опыте, и наполнить его раствором сульфата натрия. Вести электролиз 5–6 мин, наблюдать выделение газов (каких?) на обоих электродах. В конце опыта отобрать пипеткой пробы раствора из катодной и анодной части электролизера и установить среду растворов.
В отчёте описать опыт и наблюдения, написать схемы процессов на электродах, «вторичных» процессов и общее уравнение реакции элек-тролиза.
Опыт 4. Электролиз сульфата меди (II) с инертными электродами
Собрать электролизер так, как это было сделано в первом опыте, наполнить его раствором CuSO 4 и вести электролиз 5–6 мин. Наблюдать выделение металла (какого?) на катоде и газа (какого?) на аноде.
В отчёте описать опыт и наблюдения, привести схемы электродных процессов и уравнения реакций.
Опыт 5. Электролиз сульфата меди (II) с активным анодом
Ничего не меняя в электролизере после четвёртого опыта, повернуть вилку электропитания на 180° и включить ее в сеть постоянного тока. В этом случае электрод, бывший катодом в четвертом опыте (покрытый слоем меди), становится анодом. Провести электролиз 5–6 мин, описать наблюдения, записать уравнения анодного и катодного процессов.
В отчете сделать общий вывод о закономерностях электролиза различных типов солей при использовании инертных электродов и активного анода.
Дополнительные задания к лабораторной работе
1. Приведите примеры металлов, которые можно получить элек-тролизом растворов их солей.
2. Установите последовательность восстановления металлов из расплава смеси: AlCl 3 , CuCl 2 , FeCl 2 , CdCl 2 .
3. Рассчитайте минимальное напряжение разложения, которое необходимо приложить к электродам для начала электролиза расплава хлорида алюминия.
4. Газообразными продуктами электролиза каких солей являются только хлор и водород?
5. Электролиз раствора какой соли приводит к увеличению её кон-центрации в растворе: FeCl 3 , NaNO 3 , Cu(NO 3) 2 , NaCl?
6. На рисунке изображен электролизер с угольными электродами. Какая соль находится в растворе: Na 2 CO 3 , CuSO 4 , Na 2 S, AgNO 3 ? Объясните свой выбор. Напишите уравнения происходящих процессов.
7. Вычислите объем газа, выделившегося на аноде при электролизе раствора нитрата натрия за 1 час, если сила тока равна 5А, а выход по току 90 %.
Лабораторная работа 16.
Тема: КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ
Коррозией называется разрушение металлов вследствие химического воздействия окружающей среды.
При коррозии металлы окисляются и теряют присущие им свойства. Коррозия приводит к большим материальным потерям, происходящим в результате нарушения целостности трубопроводов, цистерн, металлических частей машин, корпусов судов, морских сооружений и т.д. Безвозвратные потери металлов от коррозии составляют 8–10 % от ежегодного их выпуска.
По механизму протекания коррозия подразделяется на два типа:
1) химическую, которая наблюдается при взаимодействии металлов с сухими газами и жидкостями, не проводящими ток (неэлектролитами);
2) электрохимическую, которая наблюдается при взаимодействии металлов с растворами электролитов.
К электролитам относится вода обычная и морская, растворы солей, кислот и щелочей, влажные газы. Во влажных газах и в воздухе содержатся пары воды, которые адсорбируются на поверхности металлов, образуя тонкую невидимую для глаз пленку жидкой воды, в которой растворяются кислород, углекислый газ, сернистые газы, оксиды азота и другие газы, присутствующие в атмосфере; при этом образуются кислоты. Таким образом, во влажном воздухе на металлы действуют растворы электролитов.
Обратимые и необратимые химические реакции и состояние химического равновесия. Качественная характеристика состояния химического равновесия и его отличие от кинетически заторможенного состояния системы.
Необратимые химические реакции протекают до конца-до полного израсходования одного из реагирующих веществ. Обратимые реакции протекают не до конца, т.е ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью. Это различие связано с тем, что необратимая реакция протекает в одном направлении. Обратимая же реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлениях.
Необратимая реакция:
Когда скорости прямой и обратной реакций становится одинаковыми, наступает химическое равновесие. Качественной характеристикой химического равновесия служит величина, называемая константой химического равновесия.
В момент равновесия V1=V2. В момент равновесия реакции продолжают идти, но концентрации реагентов не меняются. Кинетически заторможенное состояние, когда V1,2=0(резкое понижение t примерно 200С)
9 . Закон действующих масс. Константа химического равновесия и ее связь со стандартным изменением энергии Гиббса и энергии Гельмгольца процесса.
Закон действующих масс (открыт Гульдбергом и Вааге)-при постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, причем каждая концентрация входит в произведение в степени, равной коэффициенту, стоящему перед формулой данного вещества в уравнении реакции.
Для необратимых реакций:
Vпр.=K(H2)(I2)
K1(H2)(I2)=K2(HI)^2
K1/K2=Kрав.=(HI)^2/(H2)(I2)
В приложениях «свободной энергией» иногда называют не свободную энергию Гельмгольца, а энергию Гиббса. Это связано с тем, что энергия Гиббса также является мерой максимальной работы, но в данном случае рассматривается только работа над внешними телами, исключая среду:
Константа равновесия K связана со свободной энергией Гиббса ΔG следующим образом:
ΔG=−RT⋅lnK.
Приведенное уравнение позволяет по величине ΔG° вычислить К, а затем и равновесные концентрации (парциальные давления) реагентов. Из этого уравнения видно, что константа равновесия очень чувствительна к изменению температуры (если выразить отсюда константу, то температура будет в показателе степени). Для эндотермических процессов повышение температуры отвечает увеличению константы равновесия, для экзотермических - ее уменьшению. От давления константа равновесия не зависит, кроме случаев очень большого давления.
Зависимость константы равновесия от энтальпийного и энтропийного факторов свидетельствует о влиянии на нее природы реагентов.
10. Зависимость энергии Гиббса процесса и константы равновесия от температуры. Принцип Ле Шателье – Брауна. 
Зависимость константы равновесия от температуры. Обычно константа равновесия изменяется с изменением температуры. Если в ходе реакции выделяется тепло, то с повышением температуры реакция замедляется и K уменьшается. Напротив, когда тепло в ходе реакции поглощается, константа равновесия с повышением температуры увеличивается. Температурная зависимость константы равновесия выражается в виде
dLnKр/dT=дельтаH/RT^2
где DН – теплота химического процесса (т.е. теплота химической реакции, теплота растворения и т.д.).
Принцип Ле Шателье : Если на систему, находяющуюся в равновесии, оказать какое-либо воздействие, то в результате протекающих в ней процессов равновесие сместится в таком направлении, что оказанное воздействие уменьшится.
Влияние температуры зависит от знака теплового эффекта реакции. При повышении температуры химическое равновесие смещается в направлении эндотермической реакции, при понижении температуры - в направлении экзотермической реакции. В общем же случае при изменении температуры химическое равновесие смещается в сторону процесса, знак изменения энтропии в котором совпадает со знаком изменения температуры.
Влияние давления
Давление существенно влияет на положение равновесия в реакциях с участием газообразных веществ, сопровождающихся изменением объёма за счёт изменения количества вещества при переходе от исходных веществ к продуктам:
При повышении давления равновесие сдвигается в направлении, в котором уменьшается суммарное количество молей газов и наоборот.
В реакции синтеза аммиака количество газов уменьшается вдвое: N2 + 3H2 ↔ 2NH3
Значит, при повышении давления равновесие смещается в сторону образования NH3.
Влияние инертных газов
Введение в реакционную смесь или образование в ходе реакции инертных газов действует так же, как и понижение давления, поскольку понижается парциальное давление реагирующих веществ. Следует отметить, что в данном случае в качестве инертного газа рассматривается газ, не участвующий в реакции. В системах с уменьшением количества молей газов инертные газы смещают равновесие в сторону исходных веществ, поэтому в производственных процессах, в которых могут образовываться или накапливаться инертные газы, требуется периодическая продувка газоводов.
Влияние концентрации
Влияние концентрации на состояние равновесия подчиняется следующим правилам:
При повышении концентрации одного из исходных веществ равновесие сдвигается в направлении образования продуктов реакции;
При повышении концентрации одного из продуктов реакции равновесие сдвигается в направлении образования исходных веществ.
Сопряженные пары окислитель-восстановитель. Окислительно-восстановительная двойственность.
В простых веществах число электроном соответствует числу протонов. В сложных веществах электроны смещаются от одного атома к другому, такое неравномерное распределение электронов получила название окисленности. Числу электронов смещенных от одного атома к другому называется степень окисления.
Окислитель содержит в своем составе элемент, понижающий степень своей окисленности, а восстановитель содержит элемент, степень окисленности которого повышается в ходе реакции.
Отдача электронов, сопровождающаяся повышением степени окисленности элемента,-называется окислением.
Cu0 (– 2e)=Cu2+
Присоединение электронов, сопровождающееся понижением степени окисленности элемента, называется восстановлением.
Cu0 и Cu2+ - Сопряженная пара
Если элемент находится в промежуточной степени окисленности,то его атомы могут, в зависимости от условий, как принимать, так и отдавать электроны. Поэтому соединения, содержащие элементы в промежуточной степени окисленности, обладают окислительно-восстановительной двойственностью- способностью вступать как с окислителями, так и с восстановителями.
Так, азот образует соединения, в которых степень его окисленности изменяется от – 3(аммиак) до +5(азотная кислота).
Похожая информация.
