Всё для Учёбы — студенческий файлообменник
1 монета
doc

Студенческий документ № 040845 из МГВМИ

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ

ГОСУДАРСТВЕННОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ

ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ

МОСКОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

ПРИБОРОСТРОЕНИЯ И ИНФОРМАТИКИ

КАФЕДРА МАТЕРИАЛОВЕДЕНИЕ И ТЕХНОЛОГИЯ МАТЕРИАЛОВ И ПОКРЫТИЙ

Учебно-методическое пособие

по лабораторным работам

дисциплины " Химия " ч.I - II

Москва 2010г.

УДК 54 (075)

Рецензент

д.х.н. Крашенинников А.И.

Авторы: Берлин Н.Б. , Бороздина Н.Г. , Лякина С.П., Наумов В.Ф. , Перова Л.Г.

Курс химии: Учебно - методическое пособие по лабораторным работам. М., МГУПИ, 2010, с.

В практикуме представлены лабораторные работы для восьми лабораторных работ студентам МГУПИ, изучающим курс химии по всем формам обучения на всех специальностях, на которых это предусмотрено учебным планом в соответствии с Государственным стандартом на специальность. Каждая лабораторная работа включает теоретическое введение, описание опытов, задания для составления отчета по вариантам, тесты для защиты лабораторных работ.

Тематика лабораторных работ, представленных в пособии, охватывает основные разделы и вопросы химии, так что выполнение лабораторных работ с использованием настоящего практикума окажет неоценимую помощь при изучении теоретического материала по химии. В практикуме подробно представлены теоретические материалы, необходимые для усвоения теоретических основ предложенных тем.

Для усвоения материала в практикуме имеется необходимый справочный материал, представленный в приложении в виде таблиц.

Содержание.

Стр

Введение

Лабораторные работы:

Для очной формы обучения

1. Классы неорганических веществ 12

2. Скорость химических реакций 7

3. Энергетика хим. реакций 5

4. Направление химических процессов

и химическое равновесие 6

5. Ионные равновесия 8

6. Реакции ионного обмена 5

7. Реакции окисления - восстановления. 7

8. Электрохимические процессы. 9

9. Общие химические свойства металлов. 6

Для заочной формы обучения:

1. Химическая термодинамика

2. Растворы электролитов 9

3. Ионные равновесия и реакции ионного обмена в растворах электролитов

4. Окислительно-восстановительные процессы

Лабораторная работа № 1.

Классы неорганических веществ.

Работу выполнил__________________ Работу принял______________________

Дата выполнения__________________ Отметка о зачете____________________

Цель работы. Обобщение сведений по классам неорганических веществ, углубление изученного в средней школе материала, а также усвоение современной номенклатуры неорганических веществ. Рассмотрение основных свойств простых и сложных неорганических веществ, в том числе оксидов, оснований, кислот и солей.

Подготовка к лабораторной работе. Прежде, чем приступить к выполнению работы необходимо проработать материал по химической символике, по номенклатуре и классификации неорганических соединений, изучить понятия о простом веществе и химическом элементе и основные законы атомно-молекулярного учения.

Теоретическое введение.

Простые вещества.

Элементарными или простыми веществами называются вещества, построенные из атомов одного химического элемента. Их называют гомоядерными соединениями. Они являются формой существования химических элементов в свободном виде; свойства элементарных веществ соответствуют химической природе элементов. Элементарные вещества делятся на несколько классов, основные из них: элементарные металлы (Na, К, Мg, Fe, Ni) и элементарные окислители (О2, Cl2, S, Br2). Элементарные металлы проявляют восстановительные свойства, при этом процесс отторжения электронов от атомов металлических элементов приводит к образованию элементарных положительно заряженных ионов (катионов). Самыми энергичными восстановителями являются щелочные металлы. К элементарным металлам относятся все S- элементы (кроме Н и Не), находящиеся в I A и II A группах периодической системы, все d- элементы (I B - YIII B группы) и часть р- элементов. Окислительные свойства веществ обусловлены способностью их атомов притягивать к себе электроны извне, образуя при этом элементарные отрицательно заряженные ионы (анионы). Из окислительных элементов самыми энергичными окислителями являются F2, О2, Cl2, Br2. Окислительные элементы располагаются в Y A - YII A группах. При взаимодействии элементарных восстановителей с элементарными окислителями, атомы последних восстанавливаются, а атомы восстановителей - окисляются.

Например: 4 Na + O2 = 2 Na2O

Nao - 1e = Na+ процесс окисления

О + 2 е = О2- процесс восстановления

2 Nao + O = 2 Na+ + O 2-

Na - восстановитель, О - окислитель.

Сложные вещества.

Сложные вещества состоят из атомов разных химических элементов.

Из всего многообразия сложных неорганических веществ можно выделить следующие основные классы: оксиды, основания, кислоты и соли.

Классы неорганических соединений.

Из всего многообразия сложных неорганических веществ можно выделить следующие основные классы: оксиды, основания, кислоты и соли.

Оксиды. Вещества, молекулы которых состоят из атомов кислорода и какого-либо элемента, называются оксидами. Оксиды подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.

1.Основные оксиды - это непосредственные соединения кислорода с металлами. Им соответствуют основания. Если в молекуле оксидов атомы кислорода связаны друг с другом в анион О2-2 или ?О - О? 2-, то такие соединения называются пероксидами.

Например: Na2O2 - пероксид натрия

К2О2 (К - О - О - К) пероксид калия.

Супероксиды - оксиды, в молекулах которых атомы кислорода связаны друг с другом в анион О-2 или ?О - О? -. Примеры оксидов и соответствующих им оснований:

основные оксиды : основания:

Na2O оксид натрия NaOH

FeO оксид железа (II) Fe(OH)2

Fe2O3 оксид железа (III) Fe(OH)3

Если металл проявляет переменную валентность, то при названии оксида в скобках указывается валентность металла (примеры с оксидами железа).

Наиболее типичными реакциями основных оксидов являются реакции взаимодействия их с кислотными оксидами и кислотами, ведущими к образованию солей. Например:

СаО + СО2 = СаСО3

СаО + 2НСl = СаСl2 + Н2О

Поскольку реакция протекает в растворе, то правильнее выразить ее ионно - молекулярными уравнениями:

полное уравнения СаО + 2Н+ + 2Сl- = Са2+ + 2Сl- + Н2О

окончательно СаО + 2Н+ = Са2+ + Н2О

Основные оксиды обычно образуют металлы в низкой степени окисления (обычно +1, +2 и реже +3).

2.Кислотные оксиды (или ангидриды кислот) - это соединения кислорода с неметаллами, а также металлами, находящимися в высшей (или близкой к высшей) степени окисления. Этим оксидам соответствуют кислоты. Например:

оксид соответствующая оксиду кислота

SO2 - оксид серы (IV) Н2SO3 - сернистая кислота

сернистый ангидрид

SO3 - оксид серы (VI) Н2SO4 - cерная кислота

серный ангидрид

Mn2O7 - оксид марганца (VII) HMnO4 - марганцевая кислота

марганцевый ангидрид

Наиболее характерные реакции кислотных оксидов - реакции взаимодействия с основными оксидами и основаниями.

Например: SO3 + CaO = CaSO4

SO3 + 2 NaOH = Na2SO4 + H2O

SO3 + 2OH- = SO42- + H2O

3.Амфотерные - это оксиды металлов, которые могут проявлять свойства кислотных и основных оксидов. Амфотерный характер имеют оксиды некоторых металлов II, III, IV и некоторых других групп периодической системы элементов.

Например: ZnO - оксид цинка, Al2O3 - оксид алюминия, ВеО - оксид бериллия, Cr2O3 - оксид хрома (III).

ВеО + 2НСl = BeCl2 + H2O

BeO + 2H+ = Be2+ + H2O

BeO + 2Na-OH = Na2BeO2 + H2O

бериллат натрия

В водных растворах щелочей такие оксиды, как правило, дают комплексные соединения:

BeO + 2NaOH + H2O = Na2 ?Be (OH)4? тетрагидроксобериллат натрия

BeO + 2OH- + H2O = ?Be (OH)4?2-

Для поливалентных металлов, образующих оксиды различного состава, характер оксидов меняется, в зависимости от степени окисления металла, следующим образом:

+2 +3 +6

CrO Cr2O3 CrO3

основной ( низшая амфотерный (промежу- кислотный (высшая

степень окисления) жуточная степень степень окисления)

окисления)

Гидроксиды. Гидроксиды можно рассматривать как соединения оксидов с водой, полученные прямым или косвенным способом. К гидроксидам относятся основания, амфотерные гидроксиды, кислоты.

1.Основания - гидроксиды, молекулы которых состоят из атомов металла и гидроксильных групп. Число гидроксидов в основаниях соответствует валентности металла. Если металл проявляет переменную валентность, то она указывается в скобках при названии гидроксида.

Например: NaOH -- гидроксид натрия

Fe (OH)2 -- гидроксид железа (II)

Fe (OH)3- -- гидроксид железа (III)

При диссоциации гидроксидов в водном растворе из отрицательных ионов образуется только гидроксид-ион (OH-).

Растворимые в воде основания называются щелочами, их образуют металлы, расположенные в I А и II А группах периодической системы (LiOH, NaOH, Ва(ОН)2 и др.). Их диссоциация происходит полностью следующим образом:

КОН = К+ + ОН-

Подобные основания относятся к сильным электролитам.

Труднорастворимые основания диссоциируют ступенчато и относятся к слабым электролитам.

Например: Cu (OH)2 ? CuOH+ + OH- I cтупень диссоциации

CuOH+ ? Cu2+ + OH- II ступень диссоциации

О силе основания можно судить по концентрации в растворе ионов ОН-. Это можно сделать с помощью индикаторов - веществ, которые меняют свою окраску при изменении концентрации ионов ОН-. Т.к. в любом водном растворе концентрация ионов ОН- и ионов Н+ связаны соотношением: ?ОН-?•?Н+? = 10-14, принято для характеристики концентрации этих ионов пользоваться величиной рН (водородного показателя). рН = - lg?H+?.

Характерными реакциями оснований являются реакции взаимодействия с кислотными оксидами и кислотами.

Например: Ba (OH)2 + CO2 = BaCO3 + H2O

Ni (OH)2 + 2 HNO3 = Ni (NO3)2 + 2H2O

Ni (OH)2 + 2H+ = Ni2+ + 2H2O

2.Амфотерные гидроксиды - это гидроксиды, которые проявляют и основные и кислотные свойства.

Например: Sn(OH)2 + 2HCl = SnCl2 + 2H2O

хлорид олова

Sn (OH)2 + 2H+ = Sn2+ + 2H2O

В водных растворах щелочей амфотерные гидроксиды чаще всего образуют комплексные соли.

Sn (OH)2 + 2NaOH = Na2?Sn (OH)4? тетра гидроксостаннит натрия

Sn (OH)2 + 2OH- = ?Sn (OH)4?2-

Для поливалентных металлов характер гидроксидов изменяется аналогично изменению характера оксидов.

Например: +2 +3 +6

Cr (OH)2 Cr (OH)3 H2CrO4

основание (низшая амфолит (промежуточ- кислота (высшая

степень окисления) ная степень окисления) степень окисления)

3.Кислоты - вещества, состоящие из атомов водорода, способных замещаться на другие атомы или группы атомов. При диссоциации кислоты в водных растворах из положительных ионов образуется только ион водорода (ион гидроксония):

HNO3 = H+ + NO3- H+ + H2O = H3O+

гидроксоний-ион

По числу атомов водорода, способных замещаться на металл, определяют основность кислоты:

HCl, HNO3, HBr - одноосновные кислоты

H2SO4, H2CO3 - двухосновные кислоты

Н3РО4, Н3АSO4 - трехосновные кислоты

По химическому составу кислоты делятся на кислородосодержащие: H2SO3, HNO3 и т.д. и бескислородные HCl, HCN, H2S и др.

О силе кислот судят по степени их диссоциации. Сильные кислоты диссоциируют по схеме: HCl = H+ + Cl- , слабые HCN ? H+ + CN-, причем многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

H2S ? H+ + HS- - I ступень диссоциации

HS- ? H+ + S2- - II ступень диссоциации

Для определения относительной силы кислоты определяют рН раствора. С повышением степени окисления кислотообразующего элемента сила кислоты увеличивается.

Например: HClO___HClO2____HClO3____HClO4______

усиление кислотных свойств

Наиболее характерными химическими реакциями для кислот являются реакции взаимодействия с металлами, основными оксидами, основаниями, солями.

Например: Са + Н2SO4 = CaSO4 + H2

CdO + 2HCl = CdCl2 + H2O

Fe (OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O

BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HCl

Соли - вещества, которые можно рассматривать как продукт замещения атомов водорода в кислоте атомами металлов или группой атомов. Различают 5 типов солей: средние или нормальные, кислые, основные, двойные, комплексные, различающиеся характером образующихся при диссоциации ионов.

1.Средние соли - продукты полного замещения атомов водорода в молекуле кислоты: Nа2СО3 - карбонат натрия

Na3РО4 - фосфат натрия

Nа3РО4 = 3Nа+ + РО43-

2.Кислые соли - продукты неполного замещения атомов водорода в молекуле кислоты: NаН2РО4 = Nа+ + Н2РО4-

дигидрофосфат

натрия

Кислые соли дают только многоосновные кислоты, при недостаточном количестве взятого основания.

Н2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O

гидросульфат

натрия

При добавлении избытка щелочи кислая соль может быть переведена в среднюю.

NaHSO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O

3.Основные соли - продукты неполного замещения гидроксид-ионов в основании на кислотный остаток.

CuOHCl = CuOH+ + Cl-

гидроксохлорид

меди Основные соли могут быть образованы только многокислотными основаниями

(основаниями, содержащими несколько гидроксильных групп), при взаимодействии их с кислотами.

Cu(OH)2 + HCl = CuOHCl + H2O

Перевести основную соль в среднюю можно, действуя на нее кислотой:

CuOHCl + HCl = CuCl2 + H2O

4.Двойные соли - такие, в которых электроположительная часть состоит из двух различных катионов: KAl(SO4)2 - сульфат калия-алюминия

KAl(SO4)2 = K+ + Al3+ + 2SO42-

Характерные свойства всех рассмотренных типов солей - реакции обмена с кислотами, щелочами и друг с другом.

5.Комплексные соли - соединения, образующие при диссоциации комплексные ионы (заряженные комплексы). При записи комплексные ионы принято заключать в квадратные скобки. Например:

?Ag(NH3)2? Cl = ?Ag(NH3)2?+ + Cl-

K2?PtCl6? = 2K+ + ?PtCl6?2-

Cогласно представлениям, предложенным А.Вернером, в комплексном соединении различают внутреннюю и внешнюю сферы. Так, например, в рассмотренных комплексных соединениях внутреннюю сферу составляют комплексные ионы ?Ag(NH3)2?+ и ?PtCl6?2-, а внешнюю сферу соответственно Cl- и К+. Центральный атом или ион внутренней сферы называется комплексообразователем. В предложенных соединениях это Ag+1 и Pt+4. Координированные вокруг комплексообразователя молекулы или ионы противоположного знака - лиганды. В рассматриваемых соединениях это 2NH30 и 6Cl-. Число лигандов комплексного иона определяет его координационное число. В предложенных соединениях оно соответственно равно 2 и 6.

По знаку электрического заряда различают комплексы:

1.Катионные (координация вокруг положительного иона нейтральных молекул):

?Zn+2(NH30)4?Cl2-1; ?Al+3(H2O0)6? Cl3-1

2.Анионные (координация вокруг комплексообразователя в положительной степени окисления лиганд, имеющих отрицательную степень окисления):

K2+1?Be+2F4-1?; К3+1?Fe+3(CN-1)6?

3.Нейтральные комплексы - комплексные соединения без внешней сферы ?Pt+(NH30)2Cl2-?0. В отличие от соединений с анионными и катионными комплексами, нейтральные комплексы не являются электролитами.

Диссоциация комплексных соединений на внутреннюю и внешнюю сферы называется первичной. Протекает она почти нацело по типу сильных электролитов.

Лиганды, находящиеся во внутренней сфере комплекса связаны комплексообразователем значительно прочнее и их отщепление при диссоциации проходит лишь в незначительной степени. Обратимая диссоциация внутренней сферы комплексного соединения носит название вторичной.

?Ag(NH3)2?+ ? Ag+ + 2NH30

Вторичная диссоциация комплекса протекает по типу слабых электролитов. Алгебраическая сумма зарядов, частиц, образующихся при диссоциации комплекса равна заряду комплекса.

Экспериментальная часть

ОПЫТ 1. Свойства элементарных веществ (восстановительные и окислительные свойства).

1.1.Взаимодействие металлов с разбавленной соляной кислотой.

В две пробирки поместите по кусочку металлических магния и цинка. В каждую пробирку добавьте несколько капель 2Н раствора соляной кислоты. Наблюдения запишите в лабораторный журнал. Аналогичные опыты проведите с 2Н раствором серной кислоты.

1)Запишите молекулярные и ионные уравнения реакций.

2)Составьте электронные балансы.

3)Сделайте вывод, чем являются металлы в окислительно-восстановительных реакциях.

1.2.Окисление иодид-иона бромом.

К 3-4 каплям раствора иодида калия добавьте такой же объем бромной воды (следует избегать избытка бромной воды).

1)Что происходит с иодид-ионом при действии на него бромной воды?

2) Наблюдения занесите в лабораторный журнал.

3)Запишите молекулярные и ионные уравнения реакций.

4) Составьте уравнения электронного баланса.

5)Укажите, чем является бром в данной реакции.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

Исходя из положения элементов в периодической системе, укажите:

1.Какие из перечисленных ниже веществ являются элементарными восстановителями?

1. F2, Be, CaO, Sr, LiH. 2. K, As, H2S, Cu, S. 3. N2, Rb, CO, Cr, Ar.

4. Ti, O2, Cs, NO, I2 5. Cl2, Ca, MnO, Fe, Ne.

II.Какие вещества являются элементарными окислителями?

1. Zr, CrO3, Pt, F2, Sc. 2. Ni, KH, O2, Li, Kr. 3. N2O5, Mo, S, Ag, Ru.

4. V, Cl2, Ga, SO2, Xe. 5.Tc, Hf, N2, H2O2, Bi.

III.Исходя из химических свойств элементарных веществ, запишите уравнение реакции и составьте уравнения электронного баланса.

1. Al + O2 2. Na + S 3.K + I2 4. Mg + Cl2 5.Ca + F2

ОПЫТ 2. Химические свойства оксидов.

2.1.Оксид кальция СаО.

В три пробирки внесите небольшое количество (на кончике микрошпателя) оксида кальция СаО. В первую пробирку влейте небольшое количество воды, добавьте 2-3 капли индикатора (фенолфталеина), отметьте окраску, сделайте вывод о характере исследуемого оксида. Во вторую пробирку добавьте 2 Н раствор едкого натра, а в третью - 2 Н раствор серной кислоты.

1)В каком случае происходит растворение осадка?

2)Сделайте вывод о характере оксида.

3)Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной форме.

2.2.Диоксид углерода СО2.

Приготовьте три пробирки. В первую пробирку налейте 5 мл воды и добавьте 3 капли раствора лакмуса, во вторую - 5 мл раствора известковой воды и в третью - 5 мл 2 Н раствора серной кислоты и по 3 капли раствора лакмуса. Через приготовленные растворы пропустите диоксид углерода, полученный из аппарата Киппа.

1)Наблюдаемые явления запишите в лабораторный журнал.

2)Сделайте вывод о характере оксида и его свойствах.

3) Напишите молекулярные уравнения проведенных реакций и реакций получения диоксида углерода.

2.3.Оксид цинка ZnO.

В две пробирки насыпьте небольшое количество (на кончике шпателя) оксида цинка. В одну пробирку по каплям добавьте 30 %-ный раствор щелочи, в другую - 2 Н раствор серной кислоты до полного растворения осадка.

1) Сделайте вывод о характере оксида цинка.

2) Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной форме.

ОПЫТ 3. Определение силы кислот и оснований по величине рН.

3.1.Сравнение химической активности кислот.

Взаимодействие соляной и уксусной кислот с цинком.

В одну пробирку до 1/3 объема налейте 2Н раствор соляной кислоты, в другую столько же 2 Н раствора уксусной кислоты.

1)Определите рН каждой кислоты, используя универсальную индикаторную бумагу

2). На основании значений рН растворов сделайте вывод о силе кислот.

3)Запишите уравнение диссоциации кислот.

В каждую пробирку бросьте по одному кусочку цинка (одинаковых по величине).

4)В каком случае водород выделяется более энергично.

5)Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций.

6) Объясните наблюдаемое различие в скоростях реакций, основываясь на выводе о силе кислот.

3.2.Сравнение силы оснований.

Налейте в пробирку 5 мл 1Н раствора едкого натра. Определите рН раствора, используя универсальную индикаторную бумагу.

1)Сделайте вывод о силе основания.

2)Напишите уравнение диссоциации основания.

К содержимому пробирки прибавьте 1 микрошпатель кристаллического хлорида аммония, пробирку встряхните.

3)Опять определите рН раствора.

4)Сравните полученный результат с полученным ранее.

5)Напишите уравнение прошедшей реакции в молекулярном и ионном виде.

6)Сделайте вывод о силе полученного основания.

7)Напишите уравнение диссоциации этого основания.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ.

Из нижеперечисленных пар электролитов укажите:

1.Более сильную кислоту 1. H2SO4 и H2S 2. HNO3 и HNO2

3. H3BO3 и HClO3 4. HCN и HMnO4 5. HF и HI

II.Более сильное основание: 1. LiOH, NH4OH 2. Mg(OH)2, Ba(OH)2

3. Sr(OH)2, Cd(OH)2 4. Mg(OH)2, Al(OH)3 5. Fe(OH)2, Fe(OH)3

III.Укажите область рН (рН ? 7, рН ? 7) растворов, следующих соединений:

1. HCNS 2. H2SO3 3. Zn(OH)2 4. Mg(OH)2 5. H2CO3

ОПЫТ 4. Кислотно-основные взаимодействия.

4.1.Свойства кислот (на примере соляной кислоты).

Насыпьте в сухую пробирку хлорид натрия слоем ? 2 см и прилейте ? 2 мл 70 %-ного раствора серной кислоты, пробирку закройте пробкой с газоотводной трубкой и опустите последнюю в другую пробирку. Осторожно нагрейте пробирку со смесью кислоты и соли (опыт необходимо проводить под тягой). В предварительно заполненный водой кристаллизатор переверните пробирку с полученным газообразным НСl, отнимите большой палец, закрывающий отверстие пробирки. Наблюдается интенсивное растворение газа в воде. Снова закройте пробирку пальцем, выньте из воды и переверните. К содержащемуся в пробирке раствору прибавьте 3-5 капель раствора индикатора-лакмуса.

1)Запишите свои наблюдения.

Содержимое пробирки разлейте на две пробирки. В первую пробирку добавьте 1-2 мл 2Н раствора серной кислоты, изменяется ли окраска индикатора.

2)Сделайте вывод о возможности взаимодействия этих кислот.

К содержимому второй пробирки добавьте по каплям из бюретки 1 Н раствор NaOH до изменения окраски индикатора.

3)Сделайте вывод о возможности протекания реакции.

4)Напишите уравнения всех протекающих реакций в молекулярной и ионной форме (в реакции получения газообразного HCl , в первую очередь образуется кислая соль).

4.2.Свойства оснований.

Внесите 5-6 капель раствора сульфата железа (II) и столько же 2Н раствора едкого натра. Бурая окраска образующегося гидроксида железа (II) объясняется частичным окислением его на воздухе в Fе(III). Содержимое пробирки разлейте на две части. Добавьте к одной части избыток 2Н раствора щелочи, к другой - избыток 2 Н раствора серной кислоты.

1)Сделайте вывод о наблюдаемых изменениях.

Аналогичные опыты проделайте с раствором сульфата меди.

2)Отметьте цвет осадка.

3)Напишите уравнения протекающих реакций в молекулярной и ионной форме.

4.3.Свойства амфолитов.

В две пробирки внесите по 3-4 капли раствора соли алюминия и по 3-4 капли 2Н раствора едкого натра до образования осадка. В одну пробирку к полученному осадку прибавьте избыток 2Н раствора едкого натра.

1)Что происходит в обоих пробирках?

Аналогичные опыты проделайте с растворами солей цинка и трехвалентного хрома. 2)Сделайте вывод о свойствах полученных гидроксидов.

3)Напишите уравнения всех протекающих реакций в молекулярной и ионной форм

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

Исходя из химических свойств и соединений составьте молекулярные и ионные уравнения реакций:

1.Которые могут протекать с HNO3 и с СО2

1. Fe2O3, SiO2, V2O5 2. P2O5, SO2, Cs2O 3. As2O5, K2O, CrO3

4. MgO, Cl2O7, NO2 5. Mn2O7, Li2O, NO

II.которые могут протекать с NaOH и с K2O

1. N2O5, NiO, BaO 2. CaO, SO3, Fe2O3 3. MgO, Na2O, SiO2

4. CO2, CuO, MnO 5. CrO3, HgO, CaO

III.Которые могут протекать и с НСl и с КОН

1. Li2O, PbO, As2O3 2.Ga2O3, CO2, SiO2 3.SnO2, V2O5, Rb2O

4. MnO, Cr2O3, N2O5 5. SnO, MgO, SO3

ОПЫТ 5. Получение солей (средних, основных, кислых).

5.1.Взаимодействие кислоты с основанием.

По методике, указанной в опыте 4.2. получите осадок гидроксида марганца (II), используя раствор соли марганца (II) и раствор едкого натра. В пробирку с осадком гидроксида марганца (II) прибавьте 2Н раствор соляной кислоты (или серной), до полного растворения осадка.

1)Напишите молекулярное и ионное уравнение реакции получения средней соли.

5.2.Взаимодействие кислот с основными оксидами.

В две пробирки внести на кончике микрошпателя по нескольку кристаллов оксида меди и оксида магния. Прибавьте по 5-6 капель 2Н раствора соляной или серной кислоты. В случае необходимости примените нагревание.

1)Отметьте цвета получающихся растворов.

2) Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной форме.

5.3.Взаимодействие кислоты с металлом.

Налейте в пробирку 4-5 капель 2Н раствора серной кислоты и добавьте один микрошпатель железных опилок (можно слегка подогреть).

1)Запишите в журнал свои наблюдения.

2)Напишите уравнение реакции.

5.4.Взаимодействие металла с солью другого металла.

В две пробирки внесите по 12-15 капель растворов сульфата меди и нитрата свинца. В первую - поместите немного металлического железа, во вторую - цинка.

1)Опишите наблюдаемые изменения.

2)Составьте уравнения реакций.

3)Сделайте вывод, в каких случаях происходит постепенное вытеснение металлов из растворов солей.

5.5.Получение основной соли.

К раствору сульфата меди по каплям прибавьте 2Н раствор гидроксида натрия до образования осадка. Содержимое пробирки нагрейте.

1)Обратите внимание на изменение цвета осадка.

2)Составьте уравнение реакции.

3)Сравните цвет осадка с цветом осадка, полученного в опыте 4.2.

5.6.Получение кислой соли.

Наполните пробирку на 1/2 объема известковой водой (раствор Са(ОН)2) и пропустите через нее диоксид углерода из аппарата Киппа (под тягой) до тех пор, пока первоначально образующийся осадок карбоната кальция (см. опыт 2.2.) опять не растворится вследствие образования кислой соли. 1)Раствор сохраните для следующего опыта.

2) Составьте уравнение реакции получения кислой соли из средней.

5.7.Получение нормальной соли из кислой.

К полученному в опыте 5.6. раствору кислого карбоната кальция прибавьте несколько капель известковой воды.

1)Наблюдайте образование осадка.

2) Составьте уравнение реакции.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ.

Рассчитайте необходимый объем углекислого газа, массу полученных солей и напишите молекулярные и ионные уравнения реакций между гидроксидом кальция (количество Са(ОН)2 в г указано) и СО2, в которых образуются:

1.Средняя соль 1. 222 2. 148 3. 74 4. 37 5. 17,5

II.Кислая соль 1. 111 2. 185 3. 91,5 4. 165,5 5. 128,5

III.Основная соль 1. 370 2. 333 3. 296 4. 259 5. 222

ОПЫТ 6. Получение комплексных солей.

6.1.Различие между простыми и комплексными ионами.

Налейте в одну пробирку 1-2 капли хлорного железа (III), в другую - такое же количество гексациано(III)феррата калия. Добавьте в обе пробирки по 2-3 капли роданида аммония.

1)Отметьте появление красного окрашивания при взаимодействии хлорного железа (III) с роданидом аммония.

2)Запишите уравнение реакции.

3) Почему нет окрашивания при взаимодействии К3?Fe(CN)6? c роданидом аммония?

4)Как диссоциирует комплексная соль в растворе?

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ.

Выберите среди предложенных соединений анионные комплексы. Назовите отобранные комплексные соединения, определите заряд комплексообразователя, напишите уравнение первичной диссоциации солей в растворе, определите координационное число комплексного иона, укажите лиганды.

1. K2 ?Co?CNS?2 Cl2? 2. ?Ag?NH3?2?Cl 3. ?Cr?H2O?4 Cl2? Cl 4. K2?HgBr4?

?Ni ?NH3?6? Cl3 K2 ?PtCl6? K ?Pd?NH3? Cl3? ?Сr?H2O?3?NH3?3?Cl2

5. K4 ?TiCl6? ?Cu?NH3?4? SO4

Выберите среди предложенных комплексных соединений катионные комплексы. Назовите отобранные комплексные соединения, определите заряд комплексообразователя, напишите уравнение первичной диссоциации солей в растворе, определите координационное число комплексного иона, укажите лиганды.

1. Na ?Ag ?NO3?2? ; K2 ?MoF8? ; ?Pt ?NH3?2 Cl4?

2. ?Co ?NH3?5 Cl? Cl2? K ?SbCl6?? ?Pt ?NH3?2 Cl2?

3. Na ?Sb ?SO4?2?? ?Co ?NH3?6? ?NO2?3? ?Pd ?NH3?2 Cl2?

4. Na ?Ag ?NO2?2?? ?Zn ?NH3?4? SO4? ?Co ?NH3?3 ?NO2?3?

5. K2 ?Hg I4?? ?Fe ?H2O?6? Cl3? ?Pt ?NH3?2 Br4?

Cоставьте молекулярные и ионные уравнения реакций для осуществления следующих превращений, назовите все участвующие в реакциях вещества.

1.CdSO4 ? ?CdOH?2 SO4 ? Cd ?OH?2 ? ?Cd ?NH3?4 ??OH?2

2. Fe ?OH?3 ? FeOHCl2 ? FeCl3 ? K3 ?Fe ?CN?6?

3. Pb ?NO3?2 ? PbOHNO3 ? Pb ?OH?2 ? K2 ?Pb ?OH?4?

4. Al2O3? Al2?SO4?3? AlOHSO4? ?Al?OH?2?2 SO4 ? Al?OH?3?Na?Al ?OH?4?

5. Cd ?NO3?2 ? CdOHNO3 ? Cd ?OH?2 ? ?Cd?NH3?6? ?OH?2

ПРИЛОЖЕНИЕ

Таблица 1

Названия важнейших кислот и их солей

Кислота Названия Кислоты Соли 1 2 3 HAlO2 Метаалюминиевая Метаалюминат HAsO3 Метамышьяковая Метаарсенат H3AsO4 Ортомышьяковая Ортоарсенат HAsO2 Метамышьяковистая Метаарсенит H3AsO3 Ортомышьяковистая Ортоарсенит HBO2 Метаборная Метаборат H3BO3 Ортоборная Ортоборат H2B4O7 Четырехборная Тетраборат HBr Бромоводород Бромид HBrО Бромноватистая Гипобромит HBrO3 Бромноватая Бромат HCOOH Муравьиная Формиат CH3COOH Уксусная Ацетат HCN Циановодород Цианид H2CO3 Угольная Карбонат H2C2O4 Щавелевая Оксалат HCl Хлороводород Хлорид HOCl Хлорноватистая Гипохлорит HClO2 Хлористая Хлорит HClO3 Хлорноватая Хлорат HClO4 Хлорная Перхлорат HCrO2 Метахромистая Метахромит H2CrO4 Хромовая Хромат H2Cr2O7 Двухромовая Дихромат HJ Иодоводород Иодид HOJ Иодноватистая Гипоиодит HJO3 Иодноватая Иодат HJO4 Иодная Периодат HMnO4 Марганцовая Перманганат H2MnO4 Марганцовистая Манганат H2MoO4 Молибденовая Молибдат HN3 Азидоводород (азотистоводородная) Азид HNO2 Азотистая Нитрит HNO3 Азотная Нитрат HPO3 Метафосфорная Метафосфат H3PO4 Ортофосфорная Ортофосфат H4P2O7 Двуфосфорная(пирофосфорная) Дифосфат (пирофосфат) H3PO3 Фосфористая Фосфит H3PO2 Фосфорноватистая Гипофосфит H2S Сероводород Сульфид HSCN Родановодород Роданид H2SO3 Сернистая Сульфит H2SO4 Серная Сульфат H2S2O2 Тиосерная Тиосульфат H2S2O7 Двусерная (пиросерная) Дисульфат (пиросульфат) H2S2O8 Пероксодвусерная (надсерная) Пероксодисульфат (персульфат) H2Se Селеноводород Селенид H2SeO Селенистая Селенит H2SeO4 Селеновая Селенат H2SiO3 Кремниевая Силикат HVO3 Ванадиевая Ванадат H2WO4 Вольфрамовая вольфрамат

Номенклатура солей и кислот

Для наименования солей пользуются русской и международной номенклатурой.

Русское наименование соли составляется из названия кислоты и названия металла: СаСО3 - углекислый кальций.

Для кислых солей вводится добавка "кислый": Са(НСО3)2 - кислый углекислый кальций. Для названия основных солей добавка "основная": (СuOH)2SO4 - основная сернокислая медь.

Наибольшее распространение получила международная номенклатура. Название соли по этой номенклатуре состоит из названия аниона и названия катиона: KNO3 - нитрат калия. Если металл имеет разную валентность в соединении, то ее указывают в скобках: FeSO4 -сульфат железа (Ш).

Для солей кислородосодержащих кислот в названии вводят суффикс "ат", если кислотообразующий элемент проявляет высшую валентность: KNO3 - нитрат калия; суффикс "ит", если кислотообразующий элемент проявляет низшую валентность: KNO2 - нитрит калия. В тех случаях, когда кислотообразующий элемент образует кислоты более чем в двух валентных состояниях, всегда применяют суффикс "ат". При этом если он проявляет высшую валентность, добавляют префикс "пер". Например: KClO4 - перхлорат калия. Если кислотообразующий элемент образует низшую валентность, применяют суффикс "ит", с добавлением префикса "гипо". Например: KClO - гипохлорит калия. Для солей, образованных кислотами, содержащими разное количество воды, добавляются префиксы "мета" и "орто". Например: NaPO3 - метафосфат натрия (соль метафосфорной кислоты), Na3PO4 - ортофосфат натрия (соль ортофосфорной кислоты). В названии кислой соли вводят приставку "гидро". Например: Na2HPO4 - гидрофосфат натрия (если в анионе один атом водорода) и приставку "гидро" с греческим числительным (если атомов водорода больше одного) - NaH2PO4 - дигидрофосфат натрия. В названия основных солей вводится приставка "гидроксо". Например: FeOHCl - хлорид гидроксожелеза (П).

Номенклатура комплексных соединений.

Название комплексного соединения начинают с указания состава внутренней сферы, потом называют центральный атом и степень его окисления.

Во внутренней сфере сначала называют анионы, прибавляя к латинскому названию окончание "о".

F-1 - фторо Сl- - хлоро CN- - циано SO2-2 -сульфито

ОН- - гидроксо NO2- - нитрито и т.д.

Затем называют нейтральные лиганды:

NH3 - аммин Н2О - аква

Число лигандов отмечают греческими числительными:

I - моно ( как правило не указывается), 2 - ди, 3 - три, 4 - тетра, 5 - пента, 6 -гекса. Далее переходят к названию центральатома (комплексообразователя). При этом учитывают следующее:

- если комплексообразователь входит в состав катиона, то используют русское название элемента и в скобках указывают римскими цифрами степень его окисления;

- если комплексообразователь входит в состав аниона, то употребляют латинское название элемента, перед ним указывают степень его окисления, а в конце прибавляют окончание - "ат".

После обозначения внутренней сферы указывают катионы или анионы, находящиеся во внешней сфере.

При образовании названия комплексного соединения надо помнить, что лиганды, входящие в его состав могут быть смешанными: электронейтральные молекулы и заряженные ионы; или заряженные ионы разных видов.

?Ag+1?NH3?2? Cl - хлорид диамин-серебра (I)

K3?Fe+3?CN?6? - гексациано (Ш) феррат калия

?NH4?2?Pt+4?OH?2 Cl4? - дигидроксотетрахлоро (IV) платинат аммония

?Pt+2?NH3?2 Cl2-1?о - диамминодихлорид-платина х)

Х) в нейтральных комплексах название комплексообразователя даётся в именительном падеже

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 2

СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ.

Работу выполнил__________________ Работу принял______________________

Дата выполнения__________________ Отметка о зачете____________________

Основные понятия.

Скорости и механизмы протекания химических реакций изучает химическая кинетика

Скорость реакции ( v ) определяется числом молей вещества ( n ), превращенного за единицу времени ( t ) в единице объема ( V ) 1 ? n

v = ? ? ?? ( 1 )

V ? t

При постоянном объеме системы выражение ( 1 ) переходит в : v = ?C/?t,

где С - молярная концентрация вещества ? моль/л ? .

При химической реакции концентрации исходных веществ убывают ( ? Сисх? 0 ), а продуктов реакции - возрастают ( ? Спрод ? 0 ), поэтому для величины v можно записать два равноценных выражения: v = - ?Cисх/?t = + ?Cпрод/?t.

Однородная часть системы ( жидкая, твердая , газообразная) называется фазой.

Реакция, протекающая в системе, состоящей из одной фазы, называется гомогенной реакцией. Реакция, в которой участвует несколько фаз, называется гетерогенной.

Скорость реакций зависит от следующих основных факторов: природы реагентов, концентрации реагирующих веществ, температуры и присутствия катализаторов.

Влияние концентрации реагирующих веществ.

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ определяется законом действия масс ( ЗДМ ):

скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях их стехиометрических коэффициентов, если уравнение реакции соответствует механизму проходящей реакции.

В общем виде для гомогенной реакции: aA + bB ? продукты

скорость равна: V = K * CaA * CbB (2)

где k - константа скорости реакции.

Для реакций с участием газообразных веществ принято использовать выражение ЗДМ через парциальные давления веществ РА и РВ [ Па ]: а b

v = k * РА * РВ

Константа скорости реакции равна скорости реакции при концентрации всех реагентов, равных единице. Константа скорости зависит от природы веществ и температуры, но не зависит от концентраций.

Сумма показателей степеней концентраций (a + b) в кинетическом уравнении ( 2 ) называется теоретическим порядком реакции.

ПРИМЕР 1. Химическая реакция H2(г) + I2(г) ? 2 HI(г) идет в одну стадию и в прямом и в обратном направлении, и ее механизм соответствует стехиометрическому уравнению. Как изменится скорость реакции при увеличении давления в системе в 2 раза?

Согласно ЗДМ, скорость прямой реакции: v = kпр ? CH 2 ? CI 2 ( порядок реакции = 2 ),

скорость обратной реакции: v = kобр ? C2HI ( порядок реакции = 2 ).

При увеличении давления в 2 раза концентрации (парциальные давления) всех газообразных веществ увеличиваются в 2 раза, т.е. отношение скорости реакции после повышения давления к исходной скорости равно: v2/v1 = (kпр?2CH 2 ?2CI 2 ) /(kпр?CH 2 ?CI 2 ) = 4.

Стехиометрическое уравнение реакции отражает лишь количественное соотношение между реагирующими веществами и не показывает механизма протекающего процесса. Реальный процесс обычно значительно сложнее, чем это отражено в стехиометрическом уравнении. Если химическая реакция протекает через несколько промежуточных стадий, то суммарная скорость реакции определяется наиболее медленной ( лимитирующей ) стадией.

ПРИМЕР 2. Реакция 2 NO(г) + 2 H2(г) = 2 H2O(г) + N2(г) идет в две стадии:

( 1 ) 2 NO + H2 = N2 + H2O2 ( медленная )

( 2 ) H2O2 + H2 = 2 H2O ( быстрая )

Первая стадия, являясь более медленной, определяет кинетическое уравнение всей реакции:

v = k ? C2NO ? CH 2 , порядок реакции = 3 , а не 4 .

В гетерогенной системе с участием конденсированной ( твердой или жидкой) фазы химическая реакция идет на границе раздела фаз. Поверхностная концентрация молекул твердого (жидкого) вещества постоянна, поэтому скорость гетерогенной реакции зависит только от концентрации газообразных веществ. В связи с этим концентрации веществ, находящихся в конденсированной фазе, в кинетическое уравнение не входят.

ПРИМЕР 3. Для гетерогенной реакции CaO(к) + CO2(г) = CaCO3(к) скорость определяется кинетическим уравнением v = k ? CCO2 .

Влияние температуры на скорость реакции.

С повышением температуры скорости химических реакций сильно возрастают.

Существует эмпирическое правило Вант-Гоффа:

при повышении температуры на 10 ?С скорость реакции ( константа скорости ) увеличивается в 2 - 4 раза.

Математически правило Вант-Гоффа можно записать следующим образом:

v2 k2 ?T /10

?? = ?? = ? , ( 3 )

v1 k1

где ? = 2 ? 4 - температурный коэффициент реакции,

v1 и v2( k1 и k2 )-скорости ( константы скорости ) реакций

при температурах Т1 и Т2 соответственно, ? Т = Т2 - Т1.

ПРИМЕР 4. Как изменится скорость реакции при увеличении температуры на 30 ?С, если температурный коэффициент скорости реакции ? = 3?

? T = 30, т.о. скорость реакции увеличится в vT+30/vT = 330/10 = 27 раз.

Правило Вант-Гоффа приближенное. Более точно температурная зависимость скорости реакции выражается уравнением Аррениуса: ln k = ln k0 - Eакт/ (RT)

где k0 - предэкспоненциальный множитель,

Еакт - энергия активации,

R - универсальная газовая постоянная.

Энергия активации - минимальная избыточная энергия взаимодействующих частиц, необходимая для протекания реакции ( рис. 1, а ).

E

Еакт

а Рис. 1. Изменение энергии в ходе

некаталитической ( а ) и

исх б каталитической ( б ) реакций.

прод

ход реакции

Зная температурный коэффициент реакции ( ? ) в интервале температур от Т1 до

Т2 = Т1+10, можно оценить величину энергии активации по уравнению: Еакт ? 0,1 ? R ? T1 ? T2 ? ln ? ( 4 )

Катализ.

Многие химические реакции, вполне возможные с точки зрения термодинамики, протекают с малой скоростью. В присутствии некоторых веществ скорость реакции резко возрастает, хотя в стехиометрическом уравнении реакции эти вещества отсутствуют.

Подобные вещества, оказывающие влияние на скорость процесса, но формально в нем не участвующие, называются катализаторами. ( Вещества, уменьшающие скорость реакции, называются ингибиторами).

Если катализатор находится в одной фазе с реагентами, говорят о гомогенном катализе, если реагенты и катализатор находятся в разных фазах - о гетерогенном катализе.

Скорость реакции в присутствии катализатора возрастает за счет снижения энергии активации ( рис. 1, б ). Это приводит к увеличению скоростей как прямой, так и обратной реакций. При этом не происходит изменения направления реакции и смещения состояния химического равновесия, увеличивается лишь скорость его установления.

В гомогенном катализе влияние катализатора сводится к образованию промежуточных соединений на первой стадии и конечного продукта с выделением катализатора - на второй.

ПРИМЕР 5. Реакция разложения пероксида водорода Н2О2 в присутствии хромата калия K2CrO4 протекает в две стадии, но суммарно выражается химическим уравнением следующим образом:

2 Н2О2 = 2 H2O + O2 , так как

катализатор, вступая в реакцию на первой стадии, полностью выделяется на второй ( в результате реакции катализатор не расходуется ).

При гетерогенном катализе ускорение реакции происходит за счет активирования молекул при их адсорбции на поверхности катализатора. Теория гетерогенного катализа не нашла еще своего завершения, поэтому разработка катализаторов для того или иного процесса является результатом длительных экспериментов.

Катализаторы характеризуются избирательностью (селективностью), т.е. ускоряют одни процессы, мало влияя на другие. В присутствии различных катализаторов превращение одного и того же вещества может идти в различных направлениях.

ПРИМЕР 6. Разложение этилового спирта может идти по трем различным механизмам.

В зависимости от природы катализатора происходит ускорение (преимущественное протекание) соответствующей реакции:

Al2O3 H3PO4

C2H4 + H2O ??????C2H5OH?????? (C2H5)2 + H2O

этилен ?Cu, Ni диэтиловый эфир

?

CH3CHO + H2

ацетальдегид

Экспериментальная часть.

ОПЫТ 1. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагентов.

В опыте исследуется реакция между растворами тиосульфата натрия и серной кислоты:

Na2S2O3 + 2 H2SO4 = 2 NaHSO4 + H2SO3 + S ?

Реакция протекает в две стадии:

( 1 ) Na2S2O3 + 2 H2SO4 = 2 NaHSO4 + H2S2O3 ( быстрая )

( 2 ) H2S2O3 = H2SO3 + S ? ( медленная )

Сера, образующаяся в результате реакции, вызывает опалесценцию и дальнейшее помутнение раствора, поэтому о скорости протекания реакции можно судить, визуально фиксируя момент потери прозрачности раствора.

Выполнение опыта: в трех пробирках приготовьте растворы тиосульфата натрия различной концентрации, для этого внесите в пробирку №1 - 4 капли раствора тиосульфата натрия и 8 капель воды, в пробирку №2 - 8 капель раствора тиосульфата натрия и 4 капли воды, в пробирку №3 - 12 капель раствора тиосульфата натрия. Пробирки слегка встряхните. Таким образом, при одинаковых объемах растворов концентрация тиосульфата натрия в пробирках будет в отношении 1 : 2 : 3.

В пробирку №1 добавьте одну каплю раствора серной кислоты и одновременно включите секундомер. Пробирку встряхните для перемешивания раствора. Измерьте время от момента добавления кислоты до появления опалесценции.

Опыт повторите с пробирками №2 и №3 , добавляя по одной капле серной кислоты и определяя время протекания реакции до одинаковой степени помутнения раствора.

Данные опыта занесите в таблицу:

№ про- бирки Объем Na2S2O3 Объем H2O Объем H2SO4 Относит. конц-ия H2S2O3 Время протекания реакции t,с Условная скорость v = 100/t 1 4 8 1 1 2 8 4 1 2 3 12 - 1 3 1. Постройте график зависимости условной скорости реакции ( v ) от относительной концентрации раствора тиосерной кислоты.

2. Напишите кинетическое уравнение реакции.

3. Сделайте вывод о соответствии полученной графической зависимости кинетическому уравнению:

V

1 2 3 C

ОПЫТ 2. Влияние температуры на скорость реакции.

В опыте используется реакция между растворами тиосульфата натрия и серной кислоты ( см. опыт 1 ).

Выполнение опыта: в три пробирки налейте по 1 мл раствора тиосульфата натрия, в другие три пробирки - по 1 мл раствора серной кислоты. Каждую пару пробирок ( тиосульфат - кислота ) поместите в водяные бани : первую - при комнатной температуре, вторую - при температуре на

10 ?С выше комнатной, третью - при температуре на 20 ?С выше комнатной.

Через 5 -10 мин. слейте содержимое каждой пары пробирок и по секундомеру определите время протекания реакции по появлению опалесценции.

Результаты опыта занесите в таблицу:

№ опыта Температура, ?С Время реакции, с v = 100/t ? Eакт, кДж/моль 1 2 3 1. Запишите выражение правила Вант - Гоффа.

2. По полученным данным рассчитайте два значения температурного коэффициента реакции и его среднее значение.

3. Для каждого значения температурного коэффициента рассчитайте энергию активации реакции, а также ее среднее значение.

4. Все данные занесите в таблицу.

5. Сделайте вывод о влиянии температуры на скорость реакции.

ОПЫТ 3. Влияние катализаторов на скорость реакции.

В опыте исследуется реакция разложения пероксида водорода в присутствии катализаторов- раствора хромата калия K2CrO4 и твердого диоксида марганца MnO2. Скорость реакции оценивается по интенсивности выделения кислорода, который обнаруживается с помощью тлеющей лучинки.

Выполнение опыта: в две пробирки налейте по 10 капель раствора Н2О2. К отверстию одной из них поднесите тлеющую лучинку. Происходит ли выделение кислорода?

Повторите опыт, добавив в первую пробирку несколько капель раствора хромата калия, в другую - несколько кристаллов диоксида марганца.

1) Отметьте признаки протекания реакции.

2) Напишите уравнение реакции разложения пероксида водорода:

3)Сделайте выводы:

а) как влияют хромат калия и диоксид марганца на скорость рассматриваемой реакции,

б) в каком случае катализ является гомогенным, в каком - гетерогенным,

в) почему в одном случае в ходе реакции изменяется окраска раствора,

г) на основе каких наблюдений можно сделать вывод о том, что катализатор в процессе реакции не расходуется,

д) как изменяется энергия активации реакции в присутствии катализатора.

ОПЫТ 4. Влияние величины межфазной поверхности на скорость гетерогенной реакции.

В опыте используется реакция CaCO3(т) + 2 HCl(р) = CaCl2(р) + H2O(ж) + CO2(г) ,

протекающая на поверхности твердого карбоната кальция, взятого в компактном и измельченном виде.

Выполнение опыта: возьмите два небольших кусочка мела ( ? 0,5 г ). Один из кусочков поместите в пробирку, другой разотрите в ступке и получившийся порошок поместите в другую пробирку. В обе пробирки одновременно внесите по 5 мл соляной кислоты. Отметьте время растворения мела в каждом случае:

1) Напишите кинетическое уравнение реакции .

2) Сделайте вывод о влиянии степени измельчения твердых веществ ( величины межфазной поверхности ) на скорость гетерогенной реакции.

Вариант теста ( правильные ответы выделены ).

I. Скорость химической реакции: 3H2(г) + N2 (г) = 2NH3(г) выражается уравнением:

1) v = k C3 H 2 CN 2 2) v = k CH 2 CN2 3) v = k CNH 3 4) v = k C2H 2 C2 N 2

см. ЗДМ, уравнение 2

II. Скорость химической реакции : ZnO(к) + CO(г) = Zn(к) + CO2(г) выражается уравнением:

1) v = k СZnO СCO 2) v = k СCO 3) v = k СZnO С2 CO 4) v = k СCO

см. ЗДМ для гетерогенных реакций, пример 3

III. Чему равен порядок реакции ( см. п. I ):

1) 1 2) 2 3) 3 4) 4

см. определение, стр. 1

IV. Укажите размерность величин, которые используются в вычислениях по закону действия масс:

1) моль/л 2) Па 3) % 4) атм

% и атм не системные единицы СИ

V. Скорость гетерогенной реакции зависит от:

1) концентрации газообразных веществ 3) концентрации твердых веществ

2) массы твердых веществ 4) давления

см. ЗДМ для гетерогенных реакций, пример 3

VI. Константа скорости химической реакции зависит от:

1) энергии активации реакции 3) температуры

2) концентрации реагентов 4) присутствия катализатора

константа скорости от концентраций не зависит

VII. Во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры на 20 ?С, если температурный коэффициент реакции равен 3 :

1) 3 2) 6 3) 8 4) 9

см. уравнение ( 3 ) и ПРИМЕР 4

VIII. Влияние катализатора проявляется в:

1) увеличении скорости реакции 3) изменении направления реакции

2) смещении равновесия 4) снижении энергии активации

см. стр. 3 - катализ

IX. Какие стадии химической реакции определяют ее скорость?

1) медленная стадия 3) быстрая стадия

2) все стадии 4) промежуточные стадии

см. определение, стр. 2 и ПРИМЕР 2

X. Во сколько раз увеличится скорость реакции (см. п.I), если общее давление в системе увеличить в2 раза?

1) в 2 раза 2) 4 3) 8 4) 16

увеличение давления приводит к эквивалентному увеличению концентраций всех реагентов, ПРИМЕР 1

_______________________________________________________________________________________________

Слушатели, не сдавшие зачет по предложенному тесту, должны выполнить контрольное задание

и представить отчет о выполненной работе ведущему преподавателю (см стр.7 ).

Контрольные вопросы

I. Напишите кинетическое уравнение реакции:

1) Р2О5(т) + 3Н2О(ж) = 2Н3РО4(р)

2) Fe(т) + Н2О(г) = FeO(т) + Н2(г)

3) WO3(т) + 3Н2(г) = W(т) + 3Н2О(г)

4) Fe(т) + СО2(г) = FeO(т) + СО(г)

5) 2CuS(т) + 3О2(г) = 2CuO(г) + 2SO2(г)

II. Реакция протекает в гомогенной смеси газов согласно уравнению 2А + В = А2В. Определите изменение скорости реакции, если:

1)h увеличить давление в 2 раза

2)h уменьшить объем в 3 раза

3)h увеличить СА в 2 раза

4)h уменьшить СА в 2 раза

5)h увеличить СВ в 2 раза

III. Определите изменение скорости реакции, если температурный коэффициент и изменение температуры соответственно равны:

1) 2 и - 30 ?С 2) 3 и 30 ?С 3) 3 и -20 ?С 4) 2 и 20 ?С 5) 2 и 30 ?С

Рассчитайте энергию активации, если начальная температура равна 40 ?С.

Варианты заданий для защиты лабораторных работ.

2-ая цифра шифра

1-ая цифра шифра 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 0 111 135 253 234 352 333 451 425 555 524 1 112 131 211 235 353 334 452 433 551 525 2 113 144 212 231 311 335 453 434 552 533 3 114 145 213 244 312 331 411 435 553 534 4 122 141 214 245 313 344 412 431 511 535 5 123 142 222 241 314 345 413 444 512 531 6 124 155 223 242 322 341 414 445 513 544 7 125 151 224 255 323 342 422 441 514 545 8 133 152 225 251 324 355 423 442 522 541 9 134 153 233 252 325 351 424 455 523 542 Первая цифра - вариант вопроса I.

Вторая цифра - вариант вопроса II.

Третья цифра - вариант вопроса III.

ПРИМЕР. Студенческий билет № 99243 Вариант № 43

Соответствующий вариант задания - 245 (выделен), т.е. должны быть выполнены

задачи: I-2, II-4, III-5.

!Сохраните или запомните Вашу комбинацию для выполнения заданий

по следующим лабораторным работам !

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №3.

ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ.

Работу выполнил__________________ Работу принял_________________

Дата выполнения__________________ Отметка о зачете_______________

Основные понятия.

Наука об условиях протекания процессов, сопровождающихся изменением энергии, называется термодинамикой.

Термодинамическая система - совокупность изучаемых объектов ( веществ, тел ), отделенных от окружающей среды физической или мысленной границей.

Система, которая не обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией, называется изолированной.

Состояние системы характеризуется совокупностью физических величин - термодинамических параметров: температурой ( Т ), давлением ( p ), объемом ( V ), концентрациями веществ ( С ) и др., а также функциями состояния - величинами, зависящими от параметров системы. К функциям состояния относятся: внутренняя энергия ( U ), энтальпия ( H ), энтропия ( S ), энергия Гиббса ( G ).

Параметры и функции состояния системы характеризуют свойства системы и не зависят от способа достижения данного состояния, т.е. их значения определяются только начальным и конечным состояниями системы и не зависят от пути перехода из начального состояния в конечное.

Любое изменение состояния системы ( т.е. изменение хотя бы одного параметра ) называется термодинамическим процессом.

В зависимости от поддерживаемых постоянных параметров различают процессы: изотермические ( T = const ), изобарные ( p = const ), изохорные ( V = const ), адиабатические ( Q = 0). В зависимости от направления передачи теплоты процессы квалифицируют как экзотермические ( выделение теплоты ) и эндотермические ( поглощение теплоты ).

Первое начало термодинамики.

Любая система обладает запасом внутренней энергии ( U ), которая складывается из потенциальных и кинетических энергий всех частиц, составляющих данную систему.

Первое начало термодинамики:

изменение внутренней энергии системы ( ?U = Uкон ? Uисх ) происходит за счет теплоты, полученной системой ( Q ), и работы ( W ), совершенной над ней :

?U = Q + W ( 1 )

Внутренняя энергия зависит только от параметров системы и является функцией ее состояния, теплота и работа в общем случае зависят от пути протекания процесса и не являются функциями состояния системы.

Положительному значению теплоты соответствует теплота, полученная системой, т.е. для эндотермического процесса Q ? 0, для экзотермического процесса Q ? 0.

Химические реакции в большинстве случаев сопровождаются только механической работой расширения системы Wмех = p ? ?V. Положительному значению механической работы ( Wмех ? 0 ) отвечает работа системы над окружающей средой ( работа расширения, ?V ? 0 ). Если работа производится над системой ( работа сжатия, ?V ? 0 ), то Wмех ? 0.

Учитывая это, для систем, в которых возможна только работа расширения, выражение первого начала термодинамики принимает вид:

?U = Q ? p ? ?V ( 2 )

Для изолированной системы: Q = 0, W = 0, следовательно ?U = 0, таким образом внутренняя энергия изолированной системы постоянна.

Тепловые эффекты химических реакций.

Тепловые эффекты химических реакций изучает раздел термодинамики, называемый термохимией.

Количество выделенного ( или поглощенного ) тепла в химическом процессе называется теплотой реакции.

Из уравнения ( 2 ) следует, что теплота изохорного процесса ( V = const, ?V = 0 ) равна изменению внутренней энергии системы:

Qv = ?U ( 3 ),

теплота изобарного процесса равна изменению энтальпии системы :

Qp = ?U + p??V = ?( U + p?V ) = ?H, ( 4 )

где H = U + pV - энтальпия системы.

Таким образом теплота изохорного или изобарного процессов являются функциями состояния системы.

Уравнения ( 3 ) и ( 4 ) обосновывают экспериментально установленный закон Гесса:

теплота химической реакции ( в изохорном и изобарном процессе ) не зависит от пути протекания реакции, а определяется только исходным и конечным состояниями системы ( т.е. видом и состоянием исходных и конечных веществ ).

Это означает, что теплота реакции равна сумме теплоты всех ее промежуточных стадий. Пользуясь этим, можно вычислить тепловые эффекты процессов, экспериментальное изучение которых по тем или иным причинам невозможно.

ПРИМЕР 1. В реакции нейтрализации слабой уксусной кислоты:

CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H2O

( a ) CH3COOH + OH? = CH3COO? + H2O, ?Ha

можно выделить две стадии:

( б ) диссоциация CH3COOH = CH3COO? + H+, ?Hб

( в ) нейтрализация H+ + OH? = H2O, ?Hв

Реакция ( а ) представляет собой сумму реакций ( б ) и ( в ), и из закона Гесса следует, что ?Hа = ?Hб + ?Hв.

Диссоциация слабой кислоты ( реакция ( б )) не протекает до конца, поэтому измерить теплоту этой реакции невозможно, однако, определив экспериментально теплоту нейтрализации слабой кислоты ( ?Hа ) и сильной кислоты ( ?Hв ), можно рассчитать теплоту реакции диссоциации слабой кислоты: ?Hб = ?Hа ? ?Hв.

Величины внутренней энергии, энтальпии и, следовательно, тепловых эффектов реакций зависят от состояния веществ и параметров системы, поэтому для возможности их сравнения вводятся понятия стандартного состояния вещества и стандартных условий.

Стандартным состоянием называется состояние индивидуального вещества в наиболее устойчивой его форме при давлении р = 101325 Па ( 1 атм ), для растворенного вещества - при его концентрации в растворе, равной 1 моль/л.

Стандартными условиями считаются нормальное атмосферное давление р=101325 Па и температура Т = 298,15 К ( 25 ?С ).

Стандартной теплотой ( энтальпией ) образования химического соединения называют тепловой эффект реакции образования одного моля этого соединения из простых веществ в стандартном состоянии. Обозначается ?Нf?,298( ), единицы измерения ? кДж/моль ?.

Из этого определения следует, что стандартная энтальпия образования простых веществ равна нулю. Стандартные энтальпии образования соединений приводятся в термодинамических таблицах ( см. приложение ).

Из закона Гесса следует, что

теплота реакции равна сумме энтальпий образования продуктов реакции минус сумма энтальпий образования исходных веществ.

Для химической реакции в общем виде:

a1A1 + a2A2 + ? = b1B1 + b2B2 + ?

стандартная теплота рассчитывается по уравнению:

?Н?х.р. = ? bi ? ?Нf?,298( Bi ) ? ? aj ? ?Нf?,298( Aj ), ( 5 )

прод исх

где аj и bi - стехиометрические коэффициенты исходных веществ

и продуктов реакции соответственно;

?Нf?,298( Aj ) и ?Нf?,298( Bi ) - стандартные энтальпии образования

исходных веществ и продуктов реакции.

ПРИМЕР 2. Рассчитайте стандартную теплоту реакции:

2 ZnS(т) + 3 O2(г) = 2 ZnO(т) + 2 SO2(г)

Для расчета воспользуемся уравнением ( 5 ):

?Н?х.р. = 2 ?Нf?,298( ZnO ) + 2 ?Нf?,298( SO2 ) - 2 ?Нf?,298( ZnS ) - 3 ?Нf?,298( O2 )

Значения энтальпий образования веществ выписываем из термодинамической таблицы

( см. приложение ).

Тогда ?Н?х.р. = 2 ( -349.0 ) + 2 ( -296.9 ) - 2 ( -201.0 ) - 3( 0 ) = -889.8 кДж

?Н?х.р ? 0 - реакция экзотермическая.

Экспериментальная часть.

ОПЫТ 1. Определение теплоты реакции нейтрализации.

Определяются тепловые эффекты следующих реакций:

HCl (р) + NaOH(р) = NaCl(р) + H2O(ж)

CH3COOH(р) + NaOH(р) = CH3COONa(р) + H2O(ж)

Проводимые реакции различаются силой участвующих в них кислот - соляная кислота является сильной и в растворе полностью диссоциирована на ионы, уксусная кислота слабая и диссоциирует лишь частично. Поэтому химическая сущность изучаемых процессов выражается следующими ионно-молекулярными уравнениями:

H+(р) + OH-(р) = H2O(р)

CH3COOH(р) + OH?(р) = CH3COO?(р) + H2O(ж)

При нейтрализации уксусной кислоты связыванию ионов водорода и гидроксила предшествует процесс диссоциации: CH3COOH = CH3COO? + H+. Теплота диссоциации рассчитывается по закону Гесса ( см. пример 1 ).

Получите у преподавателя задание к опыту и запишите исходные данные:

объемы растворов (мл) VHCl = VCH COOH = VNaOH =

концентрации (моль/л) CHCl = CCH COOH = CNaOH =

Мерным цилиндром отмерьте заданное количество соляной кислоты и перелейте ее в калориметрический сосуд. Соберите калориметр. Наблюдайте за показаниями термометра. При достижении постоянства температуры отметьте ее значение и запишите в таблицу ( Тн ).

Мерным цилиндром отмерьте необходимое количество раствора щелочи и осторожно, но быстро прилейте щелочь к раствору кислоты в калориметре. Приведите калориметр в рабочее состояние и наблюдайте за показаниями термометра. Зафиксируйте и отметьте в таблице максимальное значение температуры ( Тк ).

В аналогичной последовательности проведите опыт с уксусной кислотой и занесите результаты опыта в таблицу.

Уравнение реакции Тн, ?С Тк, ?С ?Т=Тк -Тн ?Нэк, кДж ?Нтеор, кДж H+(р) + OH-(р) = H2O(р) CH3COOH(р) + OH?(р) = CH3COO?(р) + H2O(ж) Теплота реакции рассчитывается по формуле:

?Нэк = - [( mк + mщ ) C + K ] ??? [Дж] ( 6 )

Vк Cк

Где mк и mщ - массы растворов кислоты и щелочи соответственно - принимаются равными объемам VHCl и VNaOH в миллилитрах,

С = 4.18 Дж/г К - удельная теплоемкость реакционной смеси,

К = - постоянная (теплоемкость) калориметра,

?Т = Тк - Тн - изменение температуры в результате реакции,

Vк и Cк - объем кислоты ( в литрах ) и ее концентрация (моль/л) соответственно.

1) По полученным экспериментальным данным рассчитайте теплоту нейтрализации каждой кислоты. Результаты отметьте в таблице.

2) Рассчитайте теоретическое значение стандартной теплоты нейтрализации каждой кислоты, используя следствие из закона Гесса ( ур. 5 ). Результаты отметьте в таблице.

3) К какому типу ( экзо- или эндотермическому ) относятся данные реакции?

4) Рассчитайте относительную ошибку каждого опыта по уравнению:

О.о. = ?(?Нэк - ?Нтеор) / ?Нтеор? 100 [ % ]

5) Напишите уравнение реакции диссоциации уксусной кислоты:

6) Пользуясь законом Гесса, рассчитайте теоретическое значение теплоты диссоциации уксусной кислоты ( см. пример 1 ):

7) Рассчитайте теплоту диссоциации уксусной кислоты по полученным экспериментальным данным. Сопоставьте полученные результаты.

Вариант контрольного теста .

I. Изолированная система характеризуется следующими свойствами:

1. V = const 2. m = const 3. P = const 4. Q = 0

II. К изобарным процессам относятся процессы, протекающие при:

1. T = const 2. P = const 3. V = const 4. Q = 0

III. Изменение энтальпии определяет:

1. теплоту химической реакции при V= const 3. скорость химической реакции

2. теплоту химической реакции при Р= const 4. направление химической реакции

IV. Определите знак ?Н для процесса перехода жидкости в пар:

1. ?Н ? 0 2. ?Н ? 0 3. ?Н ? 0

V. Для каких веществ стандартная теплота образования равна нулю:

1. C2H4 2. Fe 3. HF 4. F2 5. NaCl

VI. Для химической реакции BeO(т) + CO2(г) = BeCO3(т) известны значения ?Н?f, 298(BeO) и

?Н?f, 298(BeCO3). Можно ли по этим данным рассчитать теплоту реакции?

1. можно 2. данных недостаточно

VII. Укажите значение теплоты перехода вещества из твердого состояния в жидкое:

1. ?Н ? 0 2. ?Н ? 0 3. ?Н = 0

VIII. Стандартная теплота реакции 4HCl(г) + O2(г) = 2H2O(г) + 2Cl2(г) рассчитывается по формуле:

1. ?Hх.р. = 2?H?f,298(H2O) - 4?H?f, 298(HCl)

2. ?Hх.р. = ?H?f,298(H2O) - ?H?f, 298(HCl)

3. ?Hх.р. = 4?H?f,298(HCl) - 2?H?f, 298(H2O)

4. ?Hх.р. = 2?H?f,298(H2O) + 2?H?f,298(Cl2) - 4?H?f, 298(HCl) - ?H?f,298(O2)

IX. Стандартная теплота реакции 3H2(г) + N2(г) = 2NH3(г) равна - 92,4 кДж, стандартная теплота образования NH3 равна:

1. - 92.4 кДж /моль 2. - 46.2 кДж/моль 3. + 92.4 кДж/моль 4. - 184.8 кДж/моль

X. Рассчитайте стандартную теплоту реакции CO(г) + 1/2O2(г) = CO2(г), если известны

?H?f,298(CO) = - 110.5 кДж, ?H?f,298(СО2) = - 393.5 кДж

1. + 283 кДж 2. - 283 кДж 3. - 504 кДж 4. 393.5 кДж

Ответы и комментарии.

I. 1, 2, 4 см. определение стр. 1, давление может изменяться

II. 2 см. определение стр. 1

III. 2 см. определение стр. 2, уравнение ( 4 )

IV. 2 процесс испарения сопровождается поглощением энергии

V. 2, 4 энтальпия образования простых веществ по определению равна нулю

VI. 2 должны быть известны термодинамические параметры всех веществ

VII. 2 процесс плавления эндотермический

VIII. 1, 4 см. закон Гесса, уравнение ( 5 )

IX. 2 в данном уравнении участвует 2 моля аммиака

X. 2 см. закон Гесса, уравнение ( 5 )

Контрольные вопросы.

I. Напишите уравнение реакции, тепловой эффект которой равен теплоте образования соединения:

1. H2O(ж) 2. NO2(г) 3. CuO(т) 4. NH3(г) 5. Al2O3(т)

II. Рассчитайте стандартную теплоту реакции 2Cu2O (т) + O2(г) = 4CuO(т), в которой количество прореагировавшего кислорода равно:

1. 2 моля 2. 16 г. 3. 64 г. 4. 11,2 л 5. 44,8 л

III. При диссоциации ортокремниевой кислоты можно рассматривать пять процессов:

а) H4SiO4 = 4 H+ + SiO44- , ?H(a)

б) H4SiO4 = H+ + H3SiO4- , ?H(б)

в) H3SiO4- = H+ + H2SiO42- , ?H(в)

г) H2SiO42- = H+ + HSiO43-, ?H(г)

д) HSiO43- = H+ + SiO44- , ?H(д)

Как, пользуясь законом Гесса, определить тепловой эффект

1. ?Н(а) 2. ?Н(б) 3. ?Н(в) 4. ?Н(г) 5.?Н(д)

если теплота всех остальных процессов известна. Ответ мотивируйте.

ПРИЛОЖЕНИЕ.

Термодинамические характеристики некоторых веществ.

Вещество ?H?f,298 кДж/моль S?298 Дж/моль К ?G?f,298 кДж/моль ZnO (к) - 349 43.5 - 318.23 ZnS (к) - 201 57.7 - 198.21 SO2 (г) - 296.9 248.1 - 300.2 NH4Cl (к) - 315.39 94.56 - 203.2 NH3 (г) - 46.19 192.5 - 16.64 HCl (г) - 92.3 186.7 - 94.83 CuO (к) - 162 42.63 - 129.4 Cu2O (к) - 173.2 92.93 - 150.5 O2 (г) 0 205.04 0 H2O (ж) - 285.84 69.96 - 237.3 CH3COOH (р) - 484.09 159.83 - 396.7 CH3COO- (р) - 485.64 87.58 - 369.36 H+ (р) 0 0 0 OH- (р) - 230.02 - 10.71 - 157.35

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №4

НАПРАВЛЕНИЕ ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ И ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ.

Работу выполнил______________________ Работу принял_____________________

Дата выполнения______________________ Отметка о зачете___________________

Основные понятия.

Большинство физико-химических процессов обратимо, т.е. в зависимости от условий они могут протекать как в прямом, так и в обратном направлении.

Самопроизвольным процессом называют процесс, протекающий без воздействия внешних сил, в отличии от несамопроизвольного ( вынужденного ) процесса, протекающего только при поступлении в систему энергии из окружающей среды.

Любой самопроизвольный процесс стремится привести систему в состояние равновесия - состояние, из которого система не может выйти без внешнего воздействия.

Возможности, направление и предел протекания самопроизвольных процессов устанавливает второе начало термодинамики.

Второе начало термодинамики.

Существует функция состояния ( свойство ) системы - энтропия ( S ), измене-

ние которой для самопроизвольного процесса связано с поглощенной теплотой и

температурой системы соотношением:

?S ? Q/T ( 1 )

Для изолированной системы теплообмен с окружающей средой отсутствует ( Q = 0 ), следовательно: в изолированной системе процессы могут протекать только в сторону возрастания энтропии ( ?S ? 0 ), равновесию соответствует максимальное значение энтропии системы (?S = 0).

Энтропия связана с хаотическим ( тепловым ) движением в системе ( является мерой молекулярного хаоса ) и зависит от числа частиц в системе, температуры, объема и агрегатного состояния вещества. Величина энтропии системы определяется уравнением Больцмана:

S = k ? ln w ( 2 ), где k = R/NA - постоянная Больцмана, w - термодинамическая вероятность - число способов, которым общий запас внутренней энергии системы может быть распределен по доступным уровням энергии всех частиц, составляющих систему.

При температуре Т = 0 К прекращается любое тепловое движение материи. В этих условиях частицы, составляющие правильный кристалл индивидуального вещества могут быть размещены единственным способом ( w = 1 ), следовательно: энтропия правильно образованного кристалла чистого вещества при абсолютном нуле температуры равна нулю ( постулат Планка или третий закон термодинамики ).

С повышением температуры число возможных состояний быстро увеличивается, что приводит к возрастанию энтропии. При переходе твердого вещества в жидкость (плавлении) энтропия вещества возрастает на : ?Sпл = ?Hпл /Tпл ? 8 Дж/(моль К), при испарении вещества ( переходе жидкость ? пар ) возрастание энтропии более значительно: ?S исп = ?H исп /T кип ? 90 Дж/(моль К). Таким образом для значений энтропии вещества в различных фазовых состояниях всегда выполняется соотношение:

S тв ? S жидк ?? S газ.

Абсолютные значения энтропии веществ в стандартном состоянии S?298 в ? Дж/(моль К) ? приводятся в термодинамических таблицах ( см. приложение ).

Т.к. энтропия является функцией состояния, для химической реакции:

a1A1 + a2A2 + ? = b1B1 + b2B2 + ? ( * )

изменение энтропии рассчитывается по уравнению:

?S?х.р. = ? bi ? S?298( Bi ) ? ? aj ? S?298( Aj ), ( 3 )

прод исх

где аj и bi - стехиометрические коэффициенты исходных веществ

и продуктов реакции соответственно;

S?298( Bi ) и S?298( Aj ) - стандартные энтропии исходных веществ и продуктов реакции.

Определение направления химической реакции.

Объединяя выражения первого начала термодинамики ( ?U = Q + W ) и второго начала для самопроизвольного процесса ( ?S ? Q/T ), получаем:

?U - W ? T ?S ( 4 )

В случае химической реакции, протекающей при постоянных давлении и температуре, а также при отсутствии всех видов работ кроме работы расширения ( W = - p ?V ), уравнение (4) переходит в: ?U + p ?V - T ?S ? 0 (5 )

Величина U + p V - T S = H - T S = G называется энергией Гиббса.

Таким образом, самопроизвольный процесс всегда сопровождается уменьшением энергии Гиббса системы, иными словами - условие ?G ? 0 является термодинамическим критерием возможности самопроизвольного протекания процесса (при p = const, T = const).

В состоянии равновесия энергия Гиббса системы принимает минимальное значение и не изменяется, т.е. ?G = 0.

Энергия Гиббса является функцией состояния системы, поэтому для реакции ( * ) стандартное изменение ?G можно рассчитать по уравнению:

?G?х.р. = ? bi ? ?G?f,298( Bi ) ? ? aj ? ?G?f,298( Aj ), ( 6 )

прод исх

где аj и bi - стехиометрические коэффициенты исходных веществ

и продуктов реакции соответственно;

?G?f,298( Bi ) и ?G?f,298( Aj ) - стандартные энергии Гиббса образования исходных веществ и продуктов реакции.

Стандартная энергия Гиббса образования соединения определяется как изменение энергии Гиббса реакции получения одного моля этого соединения из простых веществ в стандартном состоянии. Из определения следует, что стандартные энергии Гиббса образования простых веществ равны нулю. Величины стандартных энергий Гиббса образования веществ приводятся в термодинамических таблицах ( см. приложение ).

Из определения энергии Гиббса следует, что соотношение между стандартными термодинамическими функциями химической реакции выражается уравнением:

?G? Т = ?H? Т - Т ?S?T ( 7 )

Химическое равновесие.

Состояние химического равновесия достигается при равенстве скоростей прямой и обратной реакций ( кинетическое условие равновесия ), при этом состав системы остается постоянным, а значение энергии Гиббса достигает минимального значения и со временем не изменяется ( ?G = 0 - термодинамическое условие равновесия ).

Основным законом химического равновесия является закон действия масс ( ЗДМ ), который в случае гомогенной реакции можно сформулировать следующим образом:

отношение произведения равновесных концентраций ( парциальных давлений - для

газовых реакций ) продуктов реакции в степени их стехиометрических коэффици-

ентов к аналогичному произведению для исходных веществ при данной температуре

есть величина постоянная.

Т.о. для химической реакции ( * ):

?B1? b1 ?B2? b2 .... П ?Bi? bi Р(В1)b1 Р(В2)b2 .... П Р(Вi)bi

Кc = ??????? = ????? Кр = ????? = ????? ( 8 )

?A1? a1 ?A2? a2 .... П ?Aj? aj Р(A1)a1 Р(A2)a2 .... П Р(Aj)aj

где Кс и Кр - константы равновесия реакции, выраженные соответственно через

равновесные концентрации и равновесные парциальные давления веществ.

Величина константы равновесия указывает на степень протекания реакции ( слева направо ): если Кс(Кр) ? 1, то в равновесной смеси преобладают продукты реакции, если выполняется обратное соотношение Кс(Кр) ? 0 - в равновесной смеси преобладают исходные реагенты.

!!!Для гетерогенных реакций с участием газообразных веществ концентрации ( парциальные давления ) веществ, находящихся в конденсированной фазе ( жидкой или твердой ) считаются величинами постоянными и в выражение константы равновесия не входят!!!

Константа равновесия связана с термодинамическими параметрами системы уравнением изотермы химической реакции: ?G?T ? - RT ln KpT = - 2.3 RT lg Kp ( 9 )

Смещение химического равновесия.

При изменении условий протекания реакции ( состава смеси, давления, температуры ) состояние равновесия смещается в сторону протекания прямой ( слева направо ) или обратной ( справа налево ) реакции.

Направление смещения равновесия в качественной форме подчиняется принципу Ле-Шателье: изменение условий в равновесной системе приводит к смещению равновесия в направлении протекания процесса, ослабляющего произведенное воздействие.

а). Влияние состава реакционной смеси.

При увеличении концентраций ( парциальных давлений ) исходных веществ или при уменьшении концентраций продуктов реакции равновесие смещается в сторону протекания прямой реакции ( вправо );

при увеличении концентраций продуктов реакции или уменьшении концентраций исходных веществ равновесие смещается в сторону протекания обратной реакции ( влево ).

б). Влияние температуры.

При увеличении температуры равновесие смещается в сторону протекания эндотермической реакции ( ?Н ? 0 );

при уменьшении температуры равновесие смещается в сторону протекания экзотермического процесса ( ?Н ? 0 ).

в). Влияние общего давления в системе.

При увеличении общего давления ( уменьшении объема ) равновесие смещается в сторону протекания той реакции, при которой уменьшается количество газообразных веществ ( в сторону уменьшения суммарного объема газов ).

ПРИМЕР 1.

Для химической реакции: 2 ZnS(т) + 3 O2(г) = 2 ZnO(т) + 2 SO2(г)

А). определите направление самопроизвольного ее протекания в стандартных условиях.

Рассчитываем энергию Гиббса реакции по уравнению ( 6 ):

?G?х.р., = 2 ?G?f,298(ZnO) + 2 ?G?f,298(O2) - 2 ?G?f,298(ZnS) - 3 ?G?f,298(SO2)

стандартные значения термодинамических величин выписываем из таблицы ( приложение ):

?G?х.р., = 2 (-318.23) + 2 (-300.2) - 2 (-198.21) - 3 (0) = - 845.88 кДж ? 0, следовательно при стандартных условиях возможна прямая реакция.

Б). Определите направление протекания реакции при Т = 1000 К.

Т.к. условия отличны от стандартных, для расчета энергии Гиббса реакции воспользуемся уравнением ( 7 ) : ?G?Т = ?H?Т - Т ?S?T , где Т = 1000 К

Значения теплоты реакции и изменение энтропии слабо зависят от температуры, поэтому можно принять, что : ?H?f, Т ? ?H?f,289, ?S?T ? ?S?298 , тогда:

?H?298 = - 889.8 кДж ( см. пример 2 предыдущей л.р. )

?S?298 = 2 S?Т(ZnO) + 2 S?Т( SO2) - 2 S?Т(ZnS) - 3 S?Т(O2) =

= 2 43.5 + 2 248.1 - 2 37.7 - 3 205.03 = - 147.29 Дж/К ? - 0.1473 кДж/К ( по ур. ( 3 ))

?G? Т = - 889.8 - 1000 (- 0.1473 ) = - 742.5 кДж ? 0, следовательно при 1000 К реакция идет в прямом направлении.

В). напишите выражение константы равновесия Кр и рассчитайте ее значение для стандартных условий и при Т = 1000 К.

В соответствии с ЗДМ ( ур-ние 8 ) для гетерогенных реакций Кр = Р2(so2)/Р3(o2), остальные участники реакции - твердые вещества.

Величина константы равновесия рассчитывается по уравнению ( 9 ): lg Kp = - ?G?f, Т/2.3 R T

для Т = 298 К: lg Kp = - ( - 845880 ) /2.3 8.31 298 = 148.5 , Кр ? 10148

для Т = 1000 К: lg Kp = - ( - 742500 )/2.3 8.31 1000 = 38.8 , Кр ? 1039

Г). определите температурный интервал, в котором возможно протекание данной реакции.

Процесс возможен при условии ?G? Т ? 0, следовательно для определения температурного интервала, при котором реакция возможна, необходимо решить неравенство:

?G?Т = ?H?Т - Т ?S?T ? 0 относительно Т. Подставляя значения ?H?Т и ?S?T, полученные в п.А, получим Т ? ?H?Т / ?S?T = - 889.8/- 0.1473 = 6041 К

т.е. реакция может протекать в прямом направлении при температурах ниже 6041 К. Такая температура в обычных условиях недостижима, из чего можно сделать вывод о том, что данная реакция практически необратима.

Экспериментальная часть.

ОПЫТ 1. Смещение химического равновесия при изменении состава реакционной смеси.

В опыте изучается равновесие в обратимой реакции:

FeCl3 + 3 NH4CNS ? Fe(CNS)3 + 3 NH4Cl

б/цв б/цв красн б/цв

Образующийся в результате реакции роданид железа Fe(CNS)3, окрашивает раствор в красный цвет, интенсивность которого пропорциональна концентрации роданида железа. Смещение равновесия легко фиксируется по изменению интенсивности окраски раствора.

Приготовьте равновесную смесь. Для этого налейте в пробирку ?1/3 ее объема разбавленного (0,002 М) раствора FeCl3 и примерно равное количество разбавленного (0,006 М) раствора NH4CNS. Полученный раствор бледно-красного цвета разделите на 4 пробирки: первую - оставьте как контрольную, во вторую добавьте несколько капель концентрированного раствора FeCl3, в третью - несколько капель концентрированного раствора NH4CNS, в четвертую - несколько кристаллов NH4Cl. Отметьте изменение интенсивности окрашивания раствора в каждой из трех пробирок по сравнению с контрольной. Результаты наблюдений занесите в таблицу.

Добавляемое вещество Изменение окраски Вывод о смещении равновесия Изменение ?Gхр Соотношение V1 и V2 FeCl3 NH4CNS NH4Cl 1) Запишите выражение константы равновесия Кс ( см. ур-ние 8 ):

Кс =

2) Запишите термодинамическое и кинетическое условия химического равновесия:

3) На основании опыта в каждом случае ( в таблице )

а) сделайте выводы о направлении смещения равновесия

б) укажите знак изменения энергии Гиббса (?Gхр) реакции при добавлении реагента

в)укажите соотношение скоростей прямой (V1) и обратной (V2) реакций.

4) Сформулируйте общий вывод о направлении смещения равновесия при изменении состава равновесной смеси реагентов.

5) Как изменяется в каждом случае значение константы равновесия?

ОПЫТ 2. Определение направления реакции при различных температурах.

Исследуется обратимая реакция разложения хлорида аммония:

NH4Cl(к) ? NH3(г) + HCl(г)

Поместите в пробирку несколько кристаллов хлорида аммония и нагревайте дно пробирки до полного исчезновения кристаллов.

1) Что при этом наблюдается на стенках пробирки вне пламени горелки?

2) Рассчитайте стандартную энергию Гиббса реакции при Т = 298 К и Т = ? задание получите у преподавателя ?

( см. пример 1 А., Б., уравнения 6,7 ).

3) Запишите выражение константы равновесия реакции Кр: Кр =

4) Рассчитайте значения константы равновесия при Т = 298 К и Т = ( см. пример 1В, ур. 9 )

5) Сделайте вывод, как влияет температура на величину константы равновесия:

6) Сделайте вывод о направлении смещения равновесия при увеличении температуры:

7) Определите область температур, в которой возможен самопроизвольный процесс разложения хлорида аммония ( см. пример 1Г. ):

8) На основании полученных результатов объясните наблюдаемые в опыте явления.

Вариант контрольного теста.

I. Термодинамическое условие равновесия ( при постоянных Р и Т ):

1. ?S = 0 2. ?S ? 0 3. ?G = 0 4. ?G ? 0

II. Величина константы равновесия зависит от:

1. концентраций реагентов 2. температуры

3. объема 4. давления

III. В изолированной системе реакция может протекать самопроизвольно при условии:

1. . ?S ? 0 2. ?S ? 0 3. ?Н ? 0 4. ?G ? 0

IV. В уравнении Х = ?H?Т - Т ?S?T Х означает:

1. константу равновесия 2. энергию Гиббса реакции

3. теплоту реакции 4. изменение энтропии

V. Для реакции 2 СО(г) + О2(г) ? 2 СО2(г) ; ?H? = - 566 кДж

определите направление смещения равновесия при:

а). увеличении парциального давления СО

1. вправо 2. влево 3. не сместится

б). увеличении температуры

1. вправо 2. влево 3. не сместится

в). увеличении общего давления в системе

1. вправо 2. влево 3. не сместится

VI. Константа равновесия Кр для реакции ( п.V ) имеет вид:

1. Кр = Рсо2/Рсо Ро2 2. Кр = Р2со2 Ро2 3. Кр = Р2со2/Р2со Ро2 4. Кр = ?СО2?2 / ?СО?2 ?О2?

VII. ?H? для обратной реакции ( п.V ) равно:

1. -283 кДж 2. 566 кДж 3. 283 кДж 4. 1132 кДж

VIII. Для реакции (п.V) оцените знак изменения энтропии:

1. ?S ? 0 2. ?S ? 0 3. ?S ? 0

Ответы и комментарии.

I. 3, II. 2, III. 1, IV. 2, V.а). 1 , б). 2 в). 1 VI. 3, VII. 2, VIII. 2

Контрольные вопросы.

I. Напишите выражение констант равновесия Кс и Кр реакции:

1). 2SO2(г) + O2(г) ? 2SO3(г) 2). 4NH3(г) + 3O2(г) ? 2N2(г) + 6H2O(г)

3). CH4(г) + 2O2(г) ? 2H2O(г) + CO2(г) 4). 4NH3(г) + 5O2(г) ? 4NO(г) + 6H2O(г)

5). 4HCl(г) + O2(г) ? 2H2O(г) + 2Cl2(г)

II. Определите направление самопроизвольного протекания приведенной в п.I реакции при температуре:

1). 10 ?С 2). 20 ?С 3). 30 ?С 4). 40 ?С 5). 50 ?С

Рассчитайте значение константы равновесия Кр.

III. Определите направление смещения равновесия в данной реакции при:

1). увеличении Т, увеличении Р 2). уменьшении Т, уменьшении Р

3). увеличении Т, уменьшении Р 4). уменьшении Т, увеличении Р

5). увеличении Т, увеличении Р

ПРИЛОЖЕНИЕ.

Термодинамические характеристики некоторых веществ.

Вещество ?H?f,298 кДж/моль S?298 Дж/моль К ?G?f,298 кДж/моль ZnO (к) - 349 43.5 - 318.23 ZnS (к) - 201 57.7 - 198.21 SO2 (г) - 296.9 248.1 - 300.2 NH4Cl (к) - 315.39 94.56 - 203.2 NH3 (г) - 46.19 192.5 - 16.64 HCl (г) - 92.3 186.7 - 94.83 CuO (к) - 162 42.63 - 129.4 Cu2O (к) - 173.2 92.93 - 150.5 O2 (г) 0 205.04 0 H2O (ж) - 285.84 69.96 - 237.3 CH3COOH (р) - 484.09 159.83 - 396.7 CH3COO- (р) - 485.64 87.58 - 369.36 H+ (р) 0 0 0 OH- (р) - 230.02 - 10.71 - 157.35 SO3 (г) -395.85 256.69 -371.17 NO (г) 90.37 210.62 86.69 CH4 (г) -74.85 186.27 -50.85 CO2 (г) -393.51 210.6 -394.47 N2 (г) 0 191.5 0 H2O (г) -241.84 188.74 -228.66 Cl2 (г) 0 222.98 0

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №5.

ИОННЫЕ РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ.

Работу выполнил______________________ Работу принял___________________

Дата выполнения______________________ Отметка о зачете_________________

Основные понятия.

Электролитами называют вещества, расплавы или растворы которых проводят электрический ток.

Электрическая проводимость возникает вследствие процесса электролитической диссоциации - распада вещества на положительно заряженные ионы ( катионы ) и отрицательно заряженные ионы ( анионы ). Процесс диссоциации выражается химическим уравнением ( в общем виде ):

KatnAnm ? n Katm+ + m Ann- ( * )

Возникающее ионное равновесие характеризуется константой равновесия, которая носит название константа диссоциации: ?Katm+?n ?Ann-?m

Кд = ???????? , ( 1 )

?KatnAnm?

где ?Katm+?, ?Ann-?, ?KatnAnm? - равновесные концентрации катионов, анионов и

недиссоциированных частиц соответственно.

Величина константы диссоциации зависит от природы электролита, растворителя и температуры, но не зависит от концентрации раствора.

Для сильных электролитов Кд ?? 1, т.е. в разбавленных растворах они диссоциированы практически полностью ( соединения ионного типа в растворе существуют только в виде ионов ). Слабые электролиты диссоциированы в растворе лишь частично и характеризуются значениями константы диссоциации Кд ?? 1.

Примеры сильных и слабых электролитов приведены в приложении 1. Константы диссоциации электролитов приводятся в термодинамических таблицах ( см. приложение 2 ).

Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато, каждая из равновесных ступеней характеризуется своей константой диссоциации.

ПРИМЕР 1.

Диссоциация ортофосфорной кислоты:

H3PO4 ? H+ + H2PO4- K1 = ?Н+? ?H2PO4-? ? ?H3PO4?

H2PO4- ? H+ + HPO42- K2 = ?Н+? ?HPO42-? ? ?H2PO4-?

HPO42- ? H+ + PO43- K3 = ?Н+? ?PO43-? ? ?HPO42-?

суммарное уравнение процесса:

H3PO4 ? 3 H+ + PO43- Kд = К1 К2 К3 = ?Н+?3 ?PO43-? ? ?H3PO4?

Равновесие в водных растворах слабых электролитов.

Вода, являясь наиболее важным с практической точки зрения растворителем, сама представляет собой слабый электролит, диссоциирующий на ионы в соответствии с уравнением:

2 Н2О ? Н3О+ + ОН- или упрощенно: Н2О ? Н+ + ОН-.

Константа диссоциации воды: Кд = ?Н+? ?ОН-? ? ?Н2О? = 1,8 10-16 (при 22 ?С), в чистой воде и разбавленных водных растворах концентрацию недиссоциированных молекул принимают за постоянную величину: ?Н2О? = m/MV = 1000/18 = 55.5 моль/л. Тогда Кд ?Н2О? = Кв = ?Н+? ?ОН-? = 10-14 ( 2 )

Выражение ( 2 ) называется ионным произведением воды и показывает, что

в разбавленных водных растворах произведение равновесных концентраций ионов водорода и

гидроксила при данной температуре есть величина постоянная. Концентрацию ионов водорода в растворе часто выражают водородным показателем: рН = - lg ?H+? ( 3 )

реже пользуются величиной гидроксильного показателя: рОН = - lg ?ОH-?, т.к. в соответствии с уравнением ( 2 ) эти функции взаимосвязаны: рН + рОН = 14.

Таким образом, для водных растворов всегда выполняются соотношения:

в нейтральной среде ?Н+? = ?ОН-? = 10-7 моль/л, рН = рОН = 7,

в кислой среде ?Н+? ? 10-7 моль/л, ?ОН-? ? 10-7 моль/л, рН ? 7, рОН ? 7,

в щелочной среде ?Н+?? 10-7 моль/л, ?ОН-? ? 10-7 моль/л, рН ? 7, рОН ? 7.

Значение рН растворов и, соответственно, характер среды определяют с помощью специальных приборов - рН-метров или ( более грубо ) с помощью цветных индикаторов. Кислотно - основными индикаторами могут служить некоторые органические соединения, которые при определенном значении рН (в узком интервале значений рН) резко изменяют свою окраску ( см. приложение 3 ).

Равновесие в растворах слабых электролитов иногда характеризуют величиной степени диссоциации ( ? ) - отношением числа диссоциированных молекул к общему числу растворенных молекул.

Степень диссоциации и константа диссоциации связаны соотношением: Кд = ?2С/(1-?), ( 4 )

где С - молярная концентрация раствора.

Равновесие в растворах слабых электролитов, как и для любой другой обратимой реакции подчиняется принципу Ле Шателье, а именно:

при уменьшении концентрации ионов в растворе ( например, путем их связывания в слабый электролит ) равновесие ( * ) смещается вправо, т.е. степень диссоциации увеличивается;

при увеличении концентрации ионов ( например, путем добавления в систему сильного электролита, содержащего одноименные ионы ) равновесие ( * ) смещается влево, т.е. степень диссоциации уменьшается.

ПРИМЕР 2.

А). Вычислите рН и степень диссоциации децимолярного ( Ск = 0,1 моль/л ) раствора уксусной кислоты.

Константа диссоциации уксусной кислоты СН3СООН ? СН3СОО- + Н+

определяется уравнением Кд = ?СН3СОО-? ?Н+? ? ?СН3СООН? = 1,75 10-5. Из уравнения реакции видно, что ?СН3СОО-? = ?Н+?, а т.к. Ск ?? ?СН3СОО-? то ?СН3СООН? = Ск - ?СН3СОО-? ? Ск.

Тогда Кд = ?Н+?2/Ск, откуда: ?Н+? = (Кд Ск)1/2, из уравнения(3): рН = - 1/2 lg (Кд Ск), степень диссоциации по определению равна ? = ?Н+?/Ск.

Для условий задачи получаем: ?Н+? = 1.3 10-3 моль/л, рН ? 2.9, ? ? 1.3 10-2 ( 1.3 % ).

Б). Вычислите рН и степень диссоциации децимолярного ( Ск = 0,1 моль/л ) раствора уксусной кислоты после добавления в него ацетата натрия в концентрации Сс = 0,1 моль/л.

В данном случае ?СН3СООН? ? Ск , ?СН3СОО-? = Сс, тогда из выражения для Кд (см п.А) получаем: ?Н+? = Кд Ск/Сс = 1.75 10-5, рН ? 4.8, ? ? 1.75 10-4 (0.017 %).

Сравнение результатов, полученных в пп. А) и В), подтверждает вывод, следующий из принципа Ле Шателье, а именно: введение в раствор слабого электролита одноименных ионов уменьшает степень его диссоциации.

Гетерогенные ионные равновесия.

Многие малорастворимые электролиты в растворе полностью диссоциированы на ионы, и в их насыщенном растворе устанавливается гетерогенное равновесие:

KatnAnm ? n Katm+ + m Ann- ( ** )

(тв) (р-р) (р-р)

Константа равновесия этого процесса выражается уравнением Кс = ?Katm+?n ?Ann-?m ( 5 )

и называется произведением растворимости . Таким образом в насыщенном растворе малорастворимого электролита произведение равновесных концентраций составляющих его ионов в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам есть величина постоянная ( при данной температуре ).

Качественно оценить растворимость электролита можно по таблице растворимости (см. приложение 4 ), значения произведений растворимости приводятся в термодинамических таблицах (см. приложение 2 ). Зная величину произведения растворимости, можно вычислить концентрации ионов в насыщенном растворе, т.е. определить растворимость вещества.

ПРИМЕР 3.

Равновесие в растворе роданида серебра выражается уравнением: AgCNS(тв) ? Ag+(р-р) + CNS-(р-р)

Произведение растворимости равно: КAgCNS = ?Ag+? ?CNS-? = 1.16 10-12 .

Согласно уравнения реакции ?Ag+? = ?CNS-? = КAgCNS = 1.08 10-6 моль/л.

Растворимость AgCNS равна L = ?Ag+? МAgCNS = 1.08 10-6 (моль/л)* 1.66 105(мг/моль) = 0,18 мг/л.

Смещение гетерогенного равновесия подчиняется принципу Ле Шателье:

при увеличении концентрации ионов в растворе ( путем добавления вещества, содержащего одноименные ионы ) равновесие (**) смещается влево, т.е. в сторону образования осадка;

при связывании ионов равновесие (**) смещается вправо, т.е. в сторону растворения осадка.

Таким образом, для раствора произвольного начального состава:

соотношение ?Katm+?n ?Ann-?m ? Кс является условием образования осадка;

соотношение ?Katm+?n ?Ann-?m ? Кс является условием растворения осадка.

ПРИМЕР 4.

При каком значении рН выпадает осадок Fe(OH)2 из децимолярного (Сс=0.1 моль/л) раствора FeCl2.

Равновесие между осадком Fe(OH)2 и ионами в растворе выражается уравнением :

Fe(OH)2 ? Fe2+ + 2 ОН-, табличное значение произведения растворимости Кс = 1.4 10-15.

Условие образования осадка: ?Fe2+? ?ОН-?2 ? Кс, откуда ?ОН-?2 ? Кс/?Fe2+?. Т.к. FeCl2 - хорошо растворимый сильный электролит, ?Fe2+? = Сс, то ?ОН-? ? ( Кс/Сс )1/2 = 1.26 10-7. Используя соотношения (2),(3) на стр.1, получаем, что осаждение возможно при ?Н+? ? 10-14/?ОН-? = 7,9 10-8, т.е. при рН ? 7.1.

Равновесие в растворах комплексных соединений.

Комплексными ( координационными ) соединениями называются соединения, в которых превышена формальная валентность ( степень окисления ) центрального атома.

В молекулу комплексного соединения входит центральный атом ( ион ) - комплексообразователь; частицы ( ионы или молекулы ), непосредственно связанные с центральным атомом ( обычно ковалентными связями по донорно-акцепторному механизму ), называются лигандами. Центральный атом и лиганды составляют внутреннюю сферу комплекса. Ионы, нейтрализующие заряд внутренней сферы, составляют внешнюю сферу комплексного соединения. Число лигандов в комплексе называется координационным числом. Оно всегда больше стехиометрической валентности ( степени окисления ) центрального атома. Внутренняя сфера выделяется квадратными скобками.

ПРИМЕР 5. комплексообразователь ( центральный атом ) лиганды

внешняя сфера Na ?Al(OH)4? координационное число (КЧ)

внутренняя сфера

Большинство комплексных соединений - сильные электролиты и диссоциированы в растворе полностью: Na?Al(OH)4? ? Na+ + ?Al(OH)4?-

Комплексные ионы ( внутренняя сфера ) - слабые электролиты и диссоциируют частично:

?Al(OH)4?- ? Al3+ + 4 OH-

Константа диссоциации комплексного иона Кн = ?Al3+? ?OH-?4/??Al(OH)4?- ? называется константой нестойкости комплекса ( см. приложение 2 ).

Свойства амфотерных электролитов.

Электролиты, способные к диссоциации как по кислотному, так и по основному механизму, называются амфотерными ( амфолитами ): H+ + KatO- ? KatOH ? Kat+ + OH-

кислота основание

Устанавливающееся сложное равновесие может быть смещено согласно общим правилам смещения ионных равновесий, а именно : вправо (по основному механизму) путем связывания ионов гидроксила, влево (по кислотному механизму) путем связывания ионов водорода. В связи с этим амфолиты могут вступать в реакцию как с кислотами, так и с основаниями.

К амфотерным относятся гидроксиды бериллия, цинка, алюминия, хрома (III), олова (II), свинца(II), титана (IV) и некоторые другие.

ПРИМЕР 6.

В растворе амфотерного гидроксида хрома устанавливается гетерогенное равновесие:

Cr3+ + 3 OH- + 3 H2O ? Cr(OH)3 + 3 H2O ? ?Cr(OH)6?3- + 3H+

основание кислота

Смещение равновесия при взаимодействии с кислотой ( влево ):

Cr(OH)3 + 3 H+ = Cr3+ + 3H2O связывание ионов H+,

смещение равновесия при взаимодействии с основанием ( вправо )

Cr(OH)3 + 3 OH- = ?Cr(OH)6?3- связывание ионов ОH-.

Экспериментальная часть.

ОПЫТ 1. Смещение гомогенного ионного равновесия при введении в раствор слабой кислоты одно-

именных ионов.

Рассматривается равновесие в растворе уксусной кислоты ( см. пример 2 ). Смещение ионного равновесия производится добавлением к исходному раствору уксусной кислоты раствора ее соли - ацетата натрия. Направление смещения равновесия определяется по изменению величины рН раствора: увеличение рН ( уменьшение концентрации ионов Н+ ) свидетельствует об ослаблении диссоциации кислоты , уменьшение рН - об увеличении степени диссоциации. Измерение рН производится с помощью рН- метра или с помощью индикаторов.

Получите у преподавателя индивидуальное задание к опыту и заполните колонки 1,2,4,5 таблицы.

Исходные Растворы CH3COOH CH3COONa Смесь CH3COOH CH3COONa Сик,

моль/л Vик, мл рН Сис,

Моль/л Vис, мл Vик+Vис,

мл Ск, моль/л Сс,

моль/л РН 1 2 3 4 5 6 7 8 9 Мерным цилиндром отмерьте заданное количество уксусной кислоты. Добавьте несколько капель индикатора - метилоранжа.

1) Отметьте окраску раствора:

Добавьте заданное количество раствора ацетата натрия.

2) Отметьте изменение окраски раствора:

3) Пользуясь таблицей интервалов перехода индикаторов ( приложение 3 ), сделайте качественный вывод об изменении характера среды и смещении равновесия:

4) Напишите уравнение диссоциации уксусной кислоты:

5) Напишите уравнение диссоциации ацетата натрия:

6) Напишите выражение константы диссоциации уксусной кислоты:

7) Рассчитайте исходное значение рН раствора и степень диссоциации уксусной кислоты заданной концентрации (см. пример 2А ):

8) Рассчитайте равновесные концентрации уксусной кислоты и ацетат-ионов после добавления ацетата натрия:

?СН3СОО-? ? Сс = Сис Vис/(Vис+Vик) = (колонка 8)

?СН3СООН? ? Ск = Сик Vик/(Vис+Vик) = (колонка 7)

9) Рассчитайте значение рН раствора и степень диссоциации уксусной кислоты после добавления ацетата натрия (см. пример 2Б):

Все данные занесите в таблицу.

10) Сопоставьте значения рН раствора и степени диссоциации кислоты до и после добавления ацетата натрия.

11) Сделайте вывод о направлении смещения ионного равновесия при добавлении к раствору слабой кислоты одноименных ионов. Согласуется ли вывод с принципом Ле Шателье?

12) Как влияет концентрация вводимых в раствор одноименных ионов на величину константы диссоциации?

ОПЫТ 2. Смещение гетерогенного ионного равновесия в растворе гидроксида магния при введении одноименных ионов.

Рассматривается гетерогенное равновесие: Mg(OH)2(тв) ? Mg2+(р-р) + 2OH-(р-р).

Насыщенный раствор гидроксида магния получается реакцией ионного обмена между растворами MgCl2 и NaOH. Одноименные ионы магния вводятся в систему путем добавления хлорида магния.

Направление смещения равновесия определяют по величине рН раствора: увеличение рН ( увеличение концентрации ионов ОН- ) свидетельствует об усилении диссоциации гидроксида, уменьшение рН - об ослаблении степени диссоциации гидроксида магния. Измерение рН производится рН-метром или с помощью индикаторов.

1) Напишите уравнение реакции получения осадка гидроксида магния: MgCl2 + NaOH =

Исходный насыщенный р-р Mg(OH)2 После добавления MgCl2 рН ?ОН-? ?Mg2+? РН ?ОН-? ?Mg2+? 1 2 3 4 5 6 Получите насыщенный раствор гидроксида магния. Для этого мерным цилиндром отмерьте

V1= мл. децимолярного ( С1 = 0,1 моль/л) раствора MgCl2. Добавьте несколько капель индикатора - фенолфталеина. Отметьте окраску раствора:

К полученному раствору добавляйте ( осторожно, по каплям, при перемешивании!) раствор NaOH до заметного помутнения раствора. Отметьте, как при этом изменяется окраска индикатора:

По шкале интервалов перехода индикаторов (см. приложение 3 ) или с использованием рН-метра оцените и отметьте в таблице величину рН полученного насыщенного раствора Mg(OH)2.

Осторожно при перемешивании добавляйте одномолярный ( С2 = 1 моль/л ) раствор MgCl2 до обесцвечивания раствора. Запишите объем полученного раствора V2 = . Оцените по шкале перехода индикаторов или на рН-метре величину рН полученного раствора. Отметьте в таблице.

2) Напишите уравнения диссоциации Mg(OH)2(тв)

3) Напишите уравнение диссоциации MgCl2

4) Напишите выражение произведения растворимости Mg(OH)2 , выпишите его табличное значение (см. приложение 2):

5) Напишите условие осаждения Mg(OH)2 (см. стр 3) :

6) Определите область значений рН, в которой возможно осаждение Mg(OH)2 из раствора MgCl2 заданной концентрации (см. пример 4):

7) По найденным значениям рН определите равновесные концентрации ионов гидроксила до и после смещения равновесия в системе по уравнению ?ОН-? = 10(рН-14)

8) Рассчитайте равновесные концентрации ионов магния до и после смещения равновесия в системе:

9)Все результаты занесите в таблицу.

10) На основании полученных результатов сделайте вывод о направлении смещения равновесия в насыщенном растворе малорастворимого электролита при добавлении в него одноименных ионов. 11) Объясните сделанный вывод с точки зрения принципа Ле Шателье:

ОПЫТ 3. Смещение равновесий в растворе амфотерного электролита.

В качестве примера смещения ионных равновесий путем связывания ионов в слабый электролит рассматривается взаимодействие амфотерного гидроксида хрома Cr(OH)3 c кислотой и щелочью ( см. пример 6 ).

Получите осадок Cr(OH)3. Для этого внесите в пробирку 5-6 капель сульфата хрома Cr2(SO4)3 и добавьте 1-2 капли раствора гидроксида натрия NaOH. Что наблюдается?

Содержимое пробирки разделите на две части. В одну из пробирок добавьте 5-6 капель раствора HCl. Отметьте наблюдения:

В другую пробирку добавьте 5-6 капель раствора NaOH. Укажите признаки реакции:

1) Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реакции получения Cr(OH)3

2) Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций растворения Cr(OH)3 в HCl и NaOH .

3) В результате связывания каких иoнов происходит растворение Cr(OH)3 в кислоте и в щелочи?

Вариант предлабораторного теста.

I. Укажите кислоту, в растворе которой устанавливается ионное равновесие:

1). HNO3 2).HNO2 3).HBr 4). NaOH

II. Укажите основание, в растворе которого устанавливается ионное равновесие:

1). RbOH 2). Ni(OH)2 3). NaOH 4). NH4OH

III. В каком направлении происходит смещение гетерогенного равновесия в растворе Ni(OH)2 при добавлении к нему раствора NiSO4

1) в сторону образования осадка 2) в сторону растворения осадка 3) не сместится

IV. Как изменится величина рН раствора азотистой кислоты HNO2 при добавлении раствора NaNO2

1)увеличится 2) уменьшится 3) не изменится

V. Константа диссоциации слабой одноосновной кислоты равна 10-8. Чему равно значение рН

одномолярного раствора этой кислоты

1). 8 2). 4 3). 7 4). 10-4

VI. При добавлении каких электролитов уменьшится растворимость осадка BaSO4

1). HCl 2). Ba(NO3)2 3). Na2SO4 4). H2SO4

VII. При добавлении каких электролитов увеличится степень диссоциации HNO2

1). NaNO2 2). NaNO3 3). HCl 4). NaOH

VIII. В растворе амфолита установилось равновесие Kat+ + OH- ? KatOH ? H+ + KatO-

В какую сторону сместится равновесие при увеличении концентрации ионов ОН-

1). вправо 2) влево 3) не сместится

IX. В результате связывания каких ионов, образующихся при диссоциации Cr(OH)3 , происходит

его растворение в кислоте

1). OH- 2). H+ 3). Cr3+

X. Концентрация ионов Ag+ равна 2 10-2 моль/л, концентрация ионов SO42- равна 2 10-2 моль/л.

Образуется ли осадок Ag2SO4 , если его произведение растворимости Кс = 1.7 10-5.

1) да 2) нет 3) образуется насыщенный раствор

Ответы и комментарии.

I. 2 равновесие устанавливается в растворе слабых кислот ( см. табл. 1 )

II. 2, 4 равновесие устанавливается в растворах слабых и малорастворимых оснований (см. табл.1)

III. 1 введение одноименных ионов уменьшает степень диссоциации слабых

электролитов ( см. стр. 2 )

IV. 1 введение одноименных ионов подавляет диссоциацию (см. прим. 2 )

V. 2 см. пример 2А

VI. 3, 4 введение одноименных ионов уменьшает растворимость молорастворимых

электролитов ( см. стр.2-3 )

VII. 4 степень диссоциации увеличится только при связывании образующихся ионов в

слабый электролит ( см. стр. 2 )

VIII. 1 идет связывание ионов Н+ в слабый электролит Н2О ( см. пример 6 )

IX. 1 см.пример 6

X. 2 см. условие образования осадка (стр. 3 ):?Ag+?2?SO42-? = (2 10-2)2 2 10-2 = 8 10-6 ? Kc = 1.7 10-5

Контрольные задания.

I. Напишите уравнения диссоциации кислот. Укажите слабую и сильную кислоту. Для соответст -вующей кислоты напишите выражение константы диссоциации.

1) HJ, H2SO3 2) H2SO4, H2S 3) HF, HNO3 4) HClO4, H2CO3 5) HNO2, HCl

II. Даны значения произведения растворимости малорастворимых электролитов:

1) K(PbCl2) = 1.7 10-5 2) K(Ag2SO4) = 7 10-5 3) K(Ag2CrO4) = 2 10-7

4) K(HgI2) = 10-26 5) K(Pb(OH)2) = 5 10-16

Напишите выражение произведения растворимости данного электролита и вычислите равновесную концентрацию каждого из его ионов в насыщенном растворе.

III. Реакция ионного обмена протекает по уравнению:

1) CH3COOH + KOH 2) MnS + HCl 3) HNO2 + NaOH

4) NH4OH + HNO3 5) CaCO3 + HCl

Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реакции. Объясните причину протекания реакции с точки зрения смещения ионного равновесия.

ПРИЛОЖЕНИЕ 1. Примеры электролитов

сильные

Кд ?? 1 средней силы

10-3? Кд? 0.5 слабые

Кд?? 1 H2O H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HI, HClO4, HMnO4 HF, H3PO4, H2SO3 нек. орг. кислоты H2S, HNO2, H2CO3, H2SiO3, H3BO3, HCN, CH3COOH и большинство органических кислот гидроксиды щелочных металлов (щелочи), Ba(OH)2 NH4OH, большинство малорастворимых

гидроксидов d - элементов практически все соли, в т.ч. комплексные некоторые соли: ZnCl2, Fe(CNS)3, CdI2 и др., комплексные соединения без внешней сферы,

напр. ?Pt(NH3)2Cl4? и др.

ПРИЛОЖЕНИЕ 2.

Константы диссоциации слабых электролитов. Произведение растворимости Константы нестойкости комплексов. Вещество Кд Тв. фаза Кс (ПР) Комплекс Кн CH3COOH 1.75 10-5 AgCl 1 10-10 ?Al(OH)4?- 1 10-33 H2S (I) 5.7 10-8 HgI2 1 10-26 ?Cu(OH)4?2- 3 10-15 (II) 1.2 10-14 MgCO3 2 10-4 ?HgI4?2- 1 10-30 H2SO3 (I) 1.6 10-2 PbCO3 8 10-14 ?AgCl2?- 1 10-5 (II) 6.2 10-8 CuS 4 10-38 H2CO3 (I) 4.45 10-7 MnS 2 10-15 (II) 4.7 10-11 Cu(OH)2 2 10-20 PbOH+ 3.0 10-8 Fe(OH)2 2 10-15 MnOH+ 5.0 10-4 Pb(OH)2 5 10-16 ZnOH+ 4.0 10-5 Al(OH)3 4 10-33 NH4OH 1.8 10-5 Cr(OH)3 7 10-31 Mg(OH)2 6 10-10

ПРИЛОЖЕНИЕ 3. Некоторые кислотно - основные индикаторы (интервалы переходов и Кинд).

Индикатор рН 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 Метиловый оранжевый красный ? 3,7 ? желтый Лакмус красный ? 6,5 ? синий Фенолфталеин бесцветный ? 9,4 ?малиновый

ПРИЛОЖЕНИЕ 4. Таблица растворимости соединений.

К а т и О н ы Анионы H+ Na+K+ NH4 Cu2 Ag Mg Ca2 Ba2 Zn2 Al3 Sn2 Pb2 Cr3 Mn Fe2 Fe3 Ni2 OH- Р Р Н - Н М Р Н Н Н Н Н Н Н Н Н Cl- Р Р Р Р Н Р Р Р Р Р Р М Р Р Р Р Р Br-- Р Р Р Р Н Р Р Р Р Р Р М Р Р Р Р Р I- Р Р Р - Н Р Р Р Р Р М Н Р Р Р - Н SO32- Р Р Р - Н Н Н Н Н - - Н - Н Н - Н SO42- Р Р Р Р М М М Н Р Р Р Н Р Р Р Р Р NO3- Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р - Р Р Р Р Р Р PO43- Р Р Р Н Н Н Н Н Н Н Н Н Н Н Н Н Н CO32- Р Р Р - Н Н Н Н Н - - Н - Н Н - Н SiO32- Н Р - - - - Н Н Н - - - - - - - - S2- Р Р Р Н Н - - - Н - Н Н - Н Н - Н CH3COO- Р Р Р Р Р Р Р Р Р М Р Р Р Р Р Р Р Р - растворимые ( более 1 мас.% ), М - малорастворимые ( 0,01 - 1 мас.% )

Н - нерастворимые ( менее 0,01 мас.% ), прочерк - вещество не существует или разлагается водой

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №6

РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА.

Работу выполнил________________________ Работу принял_____________________

Дата выполнения________________________ Отметка о зачете___________________

Общие сведения.

Реакции ионного обмена - реакции связывания ионов, которое происходит при образовании слабого или малорастворимого электролита. Реакции ионного обмена подчиняются всем закономерностям химической термодинамики, т.е. они протекают самопроизвольно в сторону уменьшения энергии Гиббса системы ( ?G ? 0 ) до достижения состояния равновесия (?G ? 0 ).

Количественной мерой степени протекания реакции "слева направо" является константа равновесия, вычисляемая по общим правилам. Если Кс ? 1, равновесие смещено в сторону протекания прямой реакции, при Кс ? 1 - в сторону обратной реакции.

Константа равновесия Кс рассчитывается через константы диссоциации слабых электролитов в общем случае по формуле: Кс = К исх./К прод., ( 1 )

где К исх. - константа диссоциации слабого электролита, вступающего в реакцию, К прод. - константа диссоциации слабого электролита, получающегося в результате реакции.

Таким образом, реакции ионного обмена можно свести к двум взаимосвязанным процессам : диссоциации электролитов, вступающих в реакцию, и связывании ионов с образованием продуктов.

Общим выводом является то, что реакции ионного обмена протекают в направлении наиболее прочного связывания ионов, т.е. в направлении образования соединения с наименьшим значением константы диссоциации.

Для правильного отражения процессов при реакции ионного обмена уравнения записывают в ионно-молекулярной форме. При этом исходят из реального состояния каждого вещества в системе: сильные электролиты записывают в виде ионов, слабые и малорастворимые электролиты - в молекулярной форме.

ПРИМЕР 1. Реакция нейтрализации - реакция между кислотой и основанием с образованием соли и воды: CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H2O

ионно-молекулярное уравнение: CH3COOH + OH- = CH3COO- + H2O

Расчет константы равновесия реакции: Кс = ? CH3COO-? ? H2O ? / ? CH3COOH ? ? OH-? =

= Кд/Кв = 1.75 10-5/10 -14 = 1.75 109 ?? 1, равновесие смещено вправо - идет прямая реакция.

ПРИМЕР 2. Гидролиз солей: взаимодействие соли с водой - реакция обратная реакции нейтрализации.

А). соли сильной кислоты и сильного основания гидролизу не подвергаются, т.к. в реакции не образуется слабого электролита. Среда в растворе таких солей нейтральная, рН = 7.

Б). соли сильной кислоты и слабого основания ( гидролиз по катиону ):

NH4Cl + H2O ? NH4OH + HCl

ионно-молекулярное уравнение: NH+ + H2O ? NH4OH + H+

Константа равновесия реакции ( константа гидролиза ): Кг = Кв/К NH OH = 10 -14/1.8 10-5 = 5.6 10-10

Константа гидролиза Кс ? 1, т.о. равновесие в данной реакции смещено влево, однако возникающий избыток ионов Н+ приводит к изменению характера среды. Расчет рН : ?Н+? = ( Сс К NH OH )1/2 . Так, если концентрация раствора NH4Cl равна Сс = 0.3 моль/л , получим: ?Н+? = 1.3 10-5 моль/л,

рН = 4.9 ? 7, т.о. возникает кислая среда.

Для растворов солей сильной кислоты и слабого многокислотного основания гидролиз протекает преимущественно по первой ступени с образованием основной соли:

CuCl2 + H2O ? CuOHCl + HCl

ионно-молекулярное уравнение: Cu2+ + H2O ? CuOH+ + H+

В). соли слабой кислоты и сильного основания ( гидролиз по аниону ):

Na2S + H2O ? NaHS + NaOH

ионно-молекулярное уравнение: S2- + H2O ? HS- + OH-

Константа гидролиза Кг = Кв/КHS = 10-14/1.2 10-14 = 0.83. Избыток ионов OH- приводит к изменению характера среды. Расчет аналогичен предыдущему примеру: ?ОН-? = ( Сс К HS )1/2, ?Н+? = 10-14/?ОН-?.

Так, при концентрации соли Сс = 0.01 моль/л: ?Н+? = 1.1 10-11, рН ? 11 ? 7, т.о. образуется щелочная среда.

Соли многоосновных слабых кислот гидролизуются преимущественно по первой ступени с образованием кислых солей.

Г). соли слабой кислоты и слабого основания ( гидролиз по аниону и по катиону ):

CH3COONH4 + H2O ? CH3COOH + NH4OH

ионно-молекулярное уравнение: CH3COO- + NH4+ + H2O ? CH3COOH + NH4OH

Константа гидролиза рассчитывается по уравнению: Кг = Кв/Кк Ко. В данном случае равновесие реакции как правило сильно смещено вправо, a характер среды определяется относительной силой кислоты и основания. Во многих случаях гидролиз протекает необратимо, и такие соли в растворе существовать не могут: Al2(CO3)3 + 6 H2O = 2 Al(OH)3? + H2CO3

ПРИМЕР 3. Растворение малорастворимого электролита.

CaCO3 + 2 HCl = CaCl2 + H2CO3

ионно-молекулярное уравнение: CaCO3 + 2 H+ = Ca2+ + H2CO3

Константа равновесия: Кс = ? Ca2+? ? H2CO3? / ?H+?2 = КCaCO /КH CO = 3.7 10-9 / 2.1 10-17 = 1.7 108

Кс ?? 1, равновесие смещено вправо - идет процесс растворения.

ПРИМЕР 4. Образование комплексного соединения.

Al(OH)3(тв) + NaOH = Na?Al(OH)4?(р-р)

ионно - молекулярное уравнение: Al(OH)3 + OH- = ?Al(OH)4?-, т.о. идет растворение осадка гидроксида алюминия. Константа равновесия Кс = К Al(OH) /К?Al(OH) ? .

Разрушению гидроксо-комплекса в кислой среде соответствует ионно-молекулярное уравнение:

?Al(OH)4?- + 4Н+ = Al(OH)3? + 4Н2О.

Экспериментальная часть.

ОПЫТ 1. Нейтрализация кислот щелочью.

Проводится нейтрализация соляной, серной и уксусной кислот раствором гидроксида натрия. Направление и степень протекания реакции определяется по изменению окраски индикатора - лакмуса.

№ Окраска лакмуса в кислоте Окраска после добавления NaOH Вывод о протекании реакции 1 2 3 4 1. HCl 2. H2SO4 3. CH3COOH В 3 пробирки внесите по 3 капли раствора ( 0,1 моль/л ) кислоты: в первую - HCl , во вторую - H2SO4 , в третью - CH3COOH. В каждую пробирку добавьте 1 каплю лакмуса, окраску индикатора отметьте в таблице ( колонка 2 ).

В пробирки с кислотами добавляйте по каплям раствор NaOH ( 0,1 моль/л ), отметьте изменение окраски раствора ( колонка 3 таблицы ).

1) Сделайте выводы о направлении протекания реакций (колонка 4 таблицы ).

2) Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения проведенных реакций (см.ПРИМЕР1).

3) Какие из трех реакций идентичны? Рассчитайте значения констант равновесия Кс ( по ур. 1 ):

ОПЫТ 2. Гидролиз солей.

Исследуется характер среды растворов некоторых солей. Получите у преподавателя задание к опыту, запишите в таблицу формулы солей и значения концентраций растворов.

№ Исследуемая соль Концентрация раствора рН раствора 1 2 3 С помощью универсальной индикаторной бумаги ( или рН-метра ) определите рН растворов данных солей.

1) Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза солей.

2) Рассчитайте константу гидролиза каждой соли ( см. ПРИМЕР 2 ).

3) Сделайте вывод о состоянии равновесия.

4) Рассчитайте теоретическое значение рН для каждого случая.

5)Рассчитанные и экспериментальные значения рН отметьте в таблице.

ОПЫТ 3. Образование и растворение малорастворимых электролитов.

Исследуется возможность образования осадка карбоната магния при взаимодействии соли магния с карбонатом и гидрокарбонатом натрия:

1). MgCl2 + Na2CO3 = MgCO3 + 2 NaCl

2). MgCl2 + NaHCO3 = MgCO3 + NaCl + HCl

В две пробирки налейте по 2-3 капли раствора хлорида магния, после чего в одну добавьте 2-3 капли раствора карбоната натрия, в другую - столько же раствора гидрокарбоната магния. Отметьте, в каком случае выпадает осадок.

1) Напишите ионно-молекулярные уравнения реакций.

2) Рассчитайте значения констант равновесия, на основании расчетов объясните результаты опыта.

ОПЫТ 4. Образование и разрушение комплексов.

В опыте рассматривается реакция образования тетрагидроксоалюминат-иона ?Al(OH)4? при растворении амфотерного гидроксида алюминия в щелочи и реакция его разрушения при взаимодействии с кислотой.

В пробирке получите осадок Al(OH)3 , для чего к 2-3 каплям раствора Al2(SO4)3 добавьте такой же объем раствора NaOH ( 1 моль/л ). К полученному осадку прилейте избыток раствора NaOH до полного растворения осадка. В полученный раствор добавьте 1-2 капли раствора фенолфталеина, а затем раствора серной кислоты ( 1 моль/л ) до обесцвечивания индикатора. К полученному раствору добавьте несколько капель раствора NaOH.

Результаты всех операций отметьте в таблице.

№ Операция Наличие осадка Al(OH)3 Окраска раствора Образование (разрушение) комплекса 1 Al2(SO4)3 + NaOH 2 Добавление избытка NaOH 3 Добавление фенолфталеина 4 Добавление H2SO4 5 Добавление NaOH 1) Напишите ионно-молекулярное уравнение реакции образования гидроксида алюминия (п.1).

2) Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций образования (п.2) и разрушения (п.3) комплексного иона ( см. ПРИМЕР 4 ).

3) Рассчитайте величины Кс,

4)Сопоставьте полученный вывод с результатами эксперимента.

Вариант предлабораторного теста.

I. Слабыми кислотами являются:

1) CH3COOH 2) HCN 3) HNO3 4) HCl

II. Сильными основаниями являются:

1) Fe(OH)2 2) KOH 3) NH4OH 4) Ba(OH)2

III. Частично диссоциируют при растворении соли:

1) KCl 2) CaSO4 3) CuS 4) AgNO3

IV. Укажите реакции гидролиза:

1) Na2S + H2O = NaHS + NaOH 2) CuCl2 + H2O = CuOHCl + HCl

3) NaOH + HCl = NaCl + H2O 4) KHSO3 + KOH = K2SO3 + H2O

V. В растворе не могут протекать следующие реакции:

1) K2SO4 + 2H2O = 2KOH + H2SO4 2) HCl + KOH = KCl + H2O

3) 2KNO3 + BaCl2 = Ba(NO3)2 + 2KCl 4) CuCl2 + 2NaOH = Cu(OH)2 + 2NaCl

VI. Ионно-молекулярное уравнение реакции Na2S + 2HCl = 2NaCl + H2S записывается:

1) 2Na+ + S2- + 2HCl = 2NaCl + H2S 2) S2- + 2H+ = H2S

3) Na+ + Cl- = NaCl 4) Na2S +2H+ = 2Na+ + H2S

VII. Ионно-молекулярное уравнение H+ + OH- = H2O соответствует следующему молекулярному уравнению:

1) NaHCO3 + NaOH = Na2CO3 + H2O 2) H2S + 2KOH = K2S + 2H2O

3) Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O 4) Ba(OH)2 + 2HNO3 = Ba(NO3)2 + 2H2O

VIII. Константа равновесия Kc реакции NH4+ + H2O = NH4OH + H+ записывается в виде:

1) ?NH4OH?+?H+? 2) ?NH4+? 3) ?NH4+?+?H2O? 4) ?NH4OH??H+?

?NH4+?+?H2O? ?NH4OH??H+? ?NH4OH?+?H+? ?NH4+?

IX. Константа равновесия Кс реакции Cu2+ + H2O = CuOH+ + H+ численно равна:

1) KCuOH/KH O 2) KH O/ KCuOH 3) KH O 4) 1/ KH O

X. Реакция ионного обмена протекает преимущественно в обратном направлении при условии:

1) Кс ?? 1 2) Кс ?? 1 3) Кс ? 1

Ответы и комментарии.

I. 1.2 см. таблицу сильных и слабых электролитов

II. 2,4 см. таблицу сильных и слабых электролитов

III. 2,3 см. таблицу растворимости

IV. 1,2 по определению, ПРИМЕР 2

V. 1,3 не образуется слабых электролитов

VI. 2 по правилу составления ионно-молекулярных реакций

VII. 4 по правилу составления ионно-молекулярных реакций

VIII. 4 см. ЗДМ

IX. 2 см. уравнение 1, стр. 1

X. 2 см. направление протекания самопроизвольных процессов

Контрольные вопросы.

I. Составьте молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реакции нейтрализации, в которой образуется соль:

1). Mn(NO3)2 2). K2CO3 3). CrCl3 4). K2S 5). Pb(NO3)2

Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения гидролиза данной соли.

II. По данному ионному уравнению реакции составьте соответствующее молекулярное уравнение:

1). Ca2+ + CO32- = CaCO3 2). Pb2+ + SO42- = PbSO4 3). Hg2+ + 2I- = HgJ2

4). Ag+ + Cl- = AgCl 5). Fe2+ + S2- = FeS

III. Определите возможность самопроизвольного протекания реакции:

1). Cr(OH)3 + 3 HCl = CrCl3 + 3 H2O 2). AgCl + NaCl = Na?AgCl2?

3). FeCl2 + 2 NH4OH = Fe(OH)2 + 2 NH4Cl 4). HgJ2 + 2 KJ = K2?HgJ4?

5). Pb(OH)2 + Na2CO3 = PbCO3 + 2 NaOH

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №7.

РЕАКЦИИ ОКИСЛЕНИЯ - ВОССТАНОВЛЕНИЯ

Работу выполнил_____________________ Работу принял____________________

Дата выполнения_____________________ Отметка о зачете__________________

Введение.

Реакции, связанные с изменением степени окисления атомов в молекулах реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными.

Степень окисления - условный электрический заряд атома в химическом соединении ( вычисленный в предположении, что все электроны, участвующие в образовании химической связи, полностью смещены к более электроотрицательному атому ).

Для определения степени окисления атомов в химическом соединении используют следующие правила:

1) степень окисления атомов в простых веществах (напр.: Na , Cl2, O3 ) равна нулю;

2) степень окисления одноатомного иона (напр.: Na+, Cl-, Zn2+, Al3+ ) равна его заряду;

3) степень окисления металлов всегда положительна;

4) характерные степени окисления в соединениях проявляют следующие элементы:

- щелочные металлы ( +1 ),

- щелочноземельные металлы ( +2 ),

- бор, алюминий ( +3 ), кроме боридов металлов

- фтор ( -1 ), самый электроотрицательный элемент

- водород ( +1 ), кроме гидридов металлов

- кислород ( -2 ), кроме пероксидов, надпероксидов, озонидов, и соединений с фтором;

5) сумма зарядов ( степеней окисления ) всех атомов в молекуле равна нулю ( условие электронейтральности ).

ПРИМЕР 1.

Определить степени окисления атомов в бихромате калия K2Cr2O7

Степень окисления щелочного металла калия ( +1 ), степень окисления кислорода ( -2 ), степень окисления хрома обозначим Х. Составляем уравнение электронейтральности: 2(+1) + 2 Х+7 (-2) = 0.

Решаем уравнение относительно Х : получаем степень окисления хрома ( +6 ).

Процесс повышения степени окисления - отдачи электронов - называется окислением. Процесс понижения степени окисления - присоединение электронов - называется восстановлением.

Вещества, атомы которых окисляются (отдают электроны), называются восстановителями, вещества, присоединяющие электроны - окислителями.

Окислителем может быть вещество, атомы которого способны понижать степень окисления (принимать электроны ), поэтому типичными окислителями являются вещества, содержащие атомы в наивысшей степени окисления. Типичными восстановителями являются вещества, содержащие атомы в низшей степени окисления. Вещества с атомами в одной из промежуточных степеней окисления для данного элемента могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

ПРИМЕР 2.

H2SO4 максимальная степень окисления серы (+6): только окислитель

H2S минимальная степень окисления серы (-2): только восстановитель

H2SО3 промежуточная степень окисления серы (+4): и окислитель, и восстановитель.

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций.

Для окислительно-восстановительных реакций, протекающих в водных растворах используют метод ионно-электронных уравнений ( рассмотрим на примере реакции бихромата калия с нитритом натрия в кислой среде ).

Метод ионно-электронных уравнений включает следующий порядок составления уравнений:

1) записываем схему реакции в молекулярной форме:

K2Cr2O7 + NaNO2 + H2SO4 ? Cr2(SO4)3 + NaNO3 + K2SO4 + H2O

2) составляем схему реакции в ионно-молекулярной форме по общим правилам ( сильные электролиты записываем в виде ионов, слабые электролиты, газы и осадки - в виде молекул ):

2K+ + Cr2O72- + Na+ + NO2- + 2H+ + SO42- ? 2Cr3+ + 3SO42- + Na+ + NO3- + 2K+ + SO42- + H2O

3) определяем элементы, изменяющие степени окисления, из ионно-молекулярной схемы реакции выписываем частицы ( выделены ), содержащие атомы этих элементов ( т.е. окислитель и восстановитель ) и составляем схемы отдельно процессов окисления и восстановления:

Cr2O72- ? 2 Cr3+

NO2- ? NO3-

4) составляем уравнения отдельно процессов окисления и восстановления, пользуясь следующими правилами:

для реакции в кислой среде: в ту часть уравнения, которая содержит меньшее число атомов кислорода, прибавляем эквивалентное число молекул воды, в противоположную часть - удвоенное количество ионов Н+;

для реакции в щелочной ( и нейтральной ) среде: в ту часть уравнения, которая содержит меньше атомов кислорода, прибавляем ионы ОН- из расчета два иона ОН- на каждый недостающий атом кислорода , в противоположную часть - вдвое меньшее количество молекул воды;

в рассматриваемом случае реакция идет в кислой среде, поэтому получаем:

Cr2O72- + 14 H+ ? 2Cr3+ + 7 H2O

NO2- + H2O ? NO3- + 2 H+

5) рассчитываем суммарный заряд левых и правых частей уравнений и прибавляем необходимое количество электронов в соответствующую часть уравнения с тем, чтобы суммарное число и знак электрических зарядов слева и справа от знака равенства в каждом уравнении были равны:

+12 + 6

х 1 Cr2O72- + 14 H+ + 6 е- = 2 Cr3+ + 7 H2O восстановление

х 3 NO2- + H2O = NO3- + 2 H+ + 2 е- окисление

- 1 +1

6) подбираем наименьшие коэффициенты для полученных уравнений, руководствуясь тем, что общее число электронов, отдаваемых восстановителем, должно быть равно числу электронов, присоединяемых окислителем; с учетом этих коэффициентов складываем полученные уравнения:

Cr2O72- + 14 H+ + 3 NO2- + 3 H2O = 2 Cr3+ + 7 H2O + 3 NO3- + 6 H+

7) производим сокращение одинаковых членов в левой и правой частях уравнения, при этом получаем сокращенное ионное уравнение заданной реакции:

Cr2O72- + 8 H+ + 3 NO2- = 2 Cr3+ + 4 H2O + 3 NO3-

8) по полученному ионному уравнению составляем молекулярное уравнение реакции ( расставляем коэффициенты в исходном молекулярном уравнении ):

K2Cr2O7 + 3 NaNO2 + 4 H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3 NaNO3 + K2SO4 + 4 H2O

9) проверяем правильность полученных коэффициентов; рекомендуется делать проверку "по кислороду" ( число атомов кислорода в правой и левой частях уравнения должно быть одинаково ).

Направление реакций окисления-восстановления.

Процессы окисления и восстановления неразрывны друг от друга и протекают всегда одновременно. Окислитель, присоединяя электроны, превращается в соответствующий восстановитель, и каждому восстановителю соответствует определенный окислитель. Таким образом, окислитель( О ) и восстановитель ( В ) образуют сопряженную окислительно-восстановительную пару, равновесие между компонентами которой выражается схемой:

О + n e- ? B ( *)

Можно сформулировать общий принцип, определяющий окислительно-восстановительные свойства пары О/В: чем сильнее окислитель, тем слабее восстановитель и, наоборот.

Относительная активность различных окислителей и восстановителей количественно характеризуется величиной стандартного электродного потенциала Е?о/в*): чем выше значение Е?о/в, тем сильнее окислитель и тем слабее восстановитель пары О/В.

Кроме этого, окислительно-восстановительные свойства пары зависят от концентраций окислителя (Со), восстановителя (Св) и температуры в соответствии с уравнением Нернста:

Eо/в = E?о/в + (RT/n) ln Cо/Cв = E? + (0.059/n) lg Cо/Cв, ( 1 )

-------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

*) стандартный электродный потенциал определяется как электродвижущая сила гальванического элемента, построенного из электрода, содержащего компоненты данной окислительно-восстановительной пары при их концентрациях 1моль/л и стандартного водородного электрода, потенциал которого по определению равна нулю.

Окислительно-восстановительные процессы подчиняются общим законам термодинамики, т.е. могут протекать самопроизвольно при выполнении условия: ?G ? 0.

Изменение энергии Гиббса реакции связано с ЭДС ( Е ) гальванического элемента, в котором идет данная окислительно-восстановительная реакция, соотношением: ?G = - n F E , ( 2 )

где F = 96500 Кл/моль - постоянная Фарадея. Учитывая это, условие возможности самопроизвольного протекания окислительно-восстановительной реакции может быть записано в виде:

Е = Еок - Евос ? 0 или Еок ? Евос ( 3 )

Иными словами , окислительно-восстановительная реакция возможна, если электродный потенциал пары, содержащей данный окислитель, больше электродного потенциала пары, содержащей данный восстановитель.

Значения стандартных электродных потенциалов приводятся в термодинамических таблицах

( см. ПРИЛОЖЕНИЕ ).

ПРИМЕР 3. Определить возможность протекания реакции между растворами бихромата калия и нитритом натрия ( разобрана в предыдущем разделе ).

Выписываем уравнения отдельно процессов окисления и восстановления и величины электродных потенциалов, соответствующие этим окислительно-восстановительным парам:

окислитель Cr2O72- + 14 H+ + 6 е- = 2 Cr3+ + 7 H2O восстановление Е0Cr O +14H /2Cr +7H O = 1,33 В

восстановитель NO2- + H2O = NO3- + 2 H+ + 2 е- окисление Е0 NO +2H / NO +H O = 0,84 В

Сопоставляя значения потенциалов ( см. соотношение 3 ), делаем вывод, что Cr2O72- более сильный окислитель, чем NO3-, следовательно данная реакция может протекать самопроизвольно в прямом направлении.

Экспериментальная часть.

ОПЫТ 1. Окислительные и восстановительные свойства химических соединений.

Рассматривается возможность протекания реакции между перманганатом калия KMnO4 и двумя соединениями серы Na2SO3 и Na2SO4 в кислой среде:

1). KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4

2). KMnO4 + Na2SO4 + H2SO4

Протекание реакции фиксируется по изменению фиолетовой окраски раствора.

В 2 пробирки внесите по 3 капли раствора KMnO4 и 1-2 капли раствора H2SO4. В одну пробирку добавьте 4-5 капель раствора Na2SO3 , в другую - столько же раствора Na2SO4.

1) Отметьте признаки реакции.

2) Определите степени окисления марганца и серы в исследуемых соединениях. Исходя из этого определите роль каждого соединения в реакциях окисления-восстановления и объясните результаты опыта.

3) Методом электронно-ионных уравнений составьте уравнение реакции.

ОПЫТ 2. Направление реакций окисления-восстановления. Вытеснение водорода из кислот.

Рассматривается возможность протекания окислительно-восстановительной реакции вытеснения молекулярного водорода из раствора серной кислоты металлами - цинком и медью.

1). Zn + H2SO4 =

2). Cu + H2SO4 =

Образование водорода определяется визуально по выделению пузырьков газа.

В одну пробирку поместите гранулу цинка, в другую - медную проволоку или стружку. В обе пробирки добавьте по 5-6 капель раствора ( 1 моль/л ) серной кислоты.

1) Допишите указанные реакции, отметьте признаки реакций и сделайте выводы об их протекании. 2) Напишите электронно-ионные реакции окисления-восстановления для исследуемых металлов и водорода, выпишите значения электродных потенциалов.

3) Сделайте вывод о возможности протекания данных реакций.

4) Сформулируйте общее правило вытеснения металлами водорода из растворов кислот.

ОПЫТ 3. Реакции диспропорционирования.

Реакции диспропорционирования ( самоокисления-самовосстановления ) представляют собой особый тип реакций, в которых и окислителем, и восстановителем являются атомы элементов с промежуточной степенью окисления в молекуле одного и того же вещества.

Рассматривается реакция диспропорционирования пероксида водорода: Н2О2 ?Н2О + О2. Кислород в Н2О2 находится в промежуточной степени окисления ( -1 ) , поэтому может быть как окислителем, так и восстановителем.

Реакция протекает в присутствии катализатора - диоксида марганца. Протекание реакции определяется по образованию газообразного кислорода, выделение которого вызывает возгорание тлеющей лучинки. Опыт проводится под тягой в присутствии преподавателя.

1) Составьте ионно-электронные уравнения окисления и восстановления пероксида водорода.

2) Выпишите ( см. приложение ) значения стандартных электродных потенциалов окислительно-восстановительных пар, в которые пероксид водорода входит в качестве окислителя и в качестве восстановителя.

3) Сделайте вывод о возможности самопроизвольного разложения пероксида водорода.

ОПЫТ 4. Влияние характера среды на особенности протекания реакций окисления-восстановления.

Изучается характер взаимодействия окислителя KMnO4 и восстановителя Na2SO3 в кислой, нейтральной и щелочной средах.

В зависимости от величины рН раствора окислитель MnO4- восстанавливается до Mn2+ (в кислой среде), MnO2 (в нейтральной среде) и MnO42- (в сильно-щелочной среде).

№ Исходный раствор рН среды Признаки реакции Продукты реакции 1 KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 рН ? 7 2 KMnO4 + Na2SO3 + H2O рН = 7 3 KMnO4 + Na2SO3 + КОН рН ? 7

В три пробирки внесите 3-4 капли раствора KMnO4. В первую пробирку для создания кислой среды внесите 1-2 капли раствора (1 моль/л ) H2SO4, во вторую для создания щелочной среды 5-6 капель концентрированного раствора КОН, в третьей среда останется нейтральной. В каждую из трех пробирок добавьте 3-4 капли раствора Na2SO3.

1)В таблице отметьте признаки протекания и состав продуктов реакций в каждом случае.

2) Методом электронно-ионных уравнений составьте уравнения проведенных реакций:

2.1) KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4

2.2) KMnO4 + Na2SO3 + H2O

2.3) KMnO4 + Na2SO3 + КОН

Вариант предлабораторного теста.

I. Определите степень окисления хлора в KClO

1) +3 2) +5 3) +7 4) +1

II. Укажите процессы восстановления

1) S4+ = S6+ + 2e- 2) Br7+ + 8e- = Br- 3) Ag = Ag+ + e- 4) Cr2+ + 2e- = Cr

III. Какие свойства в реакциях окисления-восстановления может проявлять S

1) окислитель 2) восстановитель 3) и окислитель и восстановитель

IV. Какая окислительно-восстановительная пара содержит наиболее сильный восстановитель

1) H3РO3+3H+/P+3H2O, E?= -0.5 B 2) Na+/Na, E?= -2.71 B 3) Zn2+/Zn, E?= -0.76 B

V. Укажите реакции окисления-восстановления

1) AgNO3 + KOH ? Ag2O + H2O + KNO3 2) Zn(OH)2 + HCl ? ZnCl2 + H2O

3) MnS + HNO3 ? S + NO + Mn(NO3)2 + H2O 4) Fe(NO3)3 + Al ? Fe + Al(NO3)3

VI. Определите тип процесса и сколько электронов ( n ) в нем участвует Br7+ ? Br-

1) n = 6, окисление 2) n = 6, восстановление 3) n = 8, окисление 4) n = 8, восстановление

VII. Определите X в процессе S4+ = SX + 2e-

1) +4 2) +2 3) +6 4) - 2

VIII. Определите n e- в процессе PbO2 + 4H+ + ne- = Pb2+ + 2H2O

1) 4 2) 3 3) 2 4) 1

IX. Определите n H+ в процессе Mn2+ + 2H2O = MnO2 + nH+ + 2e-

1) 3 2) 2 3) 1 4) 4

X. Определите n OH- в процессе Si + n OH- = SiO32- + 3H2O + 4e-

1) 6 2) 3 3) 4 4) 2

Правильные ответы выделены жирным шрифтом.

Контрольные вопросы.

I. Определите, какую роль - окислителя или /и восстановителя - могут играть в реакциях окисления-

восстановления следующие частицы:

1) PO43-, PO33- 2) Сl-, ClO2- 3) NO, NO3- 4) S2-, SO2 5) Sn, SnO2

II. Составьте электронно-ионные уравнения взаимного превращения частиц ( см. п. I ) в кислой, нейтральной и щелочной средах.

III. Методом электронно-ионных уравнений составьте уравнение реакции:

1) NO2+H2O?HNO3+NO 2) Br2+H2O? HBr+HBrO3 3) MnO2+KOH? KMnO4+Mn(OH)2

4) HClO3 ? HCl + HClO4 5) P + H2O? H3PO3

Определите возможность самопроизвольного протекания реакции.

ПРИЛОЖЕНИЕ.

Стандартные электродные потенциалы окислительно-восстановительных пар 250С

Окислитель Восстановитель ne- E0о/в, В К+ К I e - 2,92 Na+ Na I e -2,71 Mn2+ Mn 2 e -1,18 Zn2+ Zn 2 e -0,76 Fe2+ Fe 2 e -0,44 Ni2+ Ni 2 e -0,25 Sn2+

Pb2+

2H+ Sn Pb H2 2 e

2 e 2 e -0,14 -0,13

0 Cu2+ Cu 2 e 0,34 Br2 2Br - 2 e 1,09 2BrO3-+12H+ Br2+6H2O 10 e 1,52 J2 2J- 2 e 0,54 2JO3-+6H2O J2+12OH- 10 e 0,21 NO3-+2H+

NO2+2H+

O2+2H+ NO2+H2O NO+H2O

H2O2 I e 2 e 2 e 0,74

1,07 0,68 H2O2+2H+ 2H2O 2 e 1,78 MnO2+2H2O Mn(OH)2+2OH- 2 e -0,5 MnO4-+2H2O MnO2+4OH- 3 e 0,6 Окислитель Восстановитель ne- E0о/в, В P+3H2O PH3+3OH- 3 e -0,89 H3PO3+3H+ P+3H2O 3 e -0,5 ClO3-+6H+ Cl-+3H2O 6 e 1,45 ClO4-+2H+ ClO3-+H2O 2 e 1,19 S2O82- 2SO42- 2 e 2,01

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №8

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ

Работу выполнил_____________ Работу принял________________

Дата выполнения_____________ Отметка о зачете______________

Основные понятия

Характерной особенностью окислительно-восстановительных реакций является возможность пространственного разделения процессов окисления и восстановления, т.е. проведения их на отдельных электродах. Окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах, называется электрохимическим.

Электрод представляет собой систему, включающую проводник электронов и окислительно-восстановительную пару. В общем случае между окислителем (О) и соответствующим ему восстановителем (В) устанавливается равновесие: О + ne ? В.

В зависимости от условий на любом электроде может быть осуществлен как окислительный так и восстановительный процесс. Электрод, на котором протекает процесс окисления, называется анодом. Электрод, на котором протекает процесс восстановления, называется катодом.

Если материал электрода не принимает участия в окислительно-восстановительном процессе, электрод называется инертным (к ним относятся электроды из графита и благородных металлов). Если материал проводника участвует в электрохимическом процессе, электрод называется активным или растворимым (большинство металлических электродов).

Электрохимический процесс, как и любая окислительно-восстановительная реакция, представляет собой совокупность процессов окисления и восстановления, протекающих одновременно. Поэтому он может осуществляться только при наличии двух электродов: анода, на котором идет окисление и катода, на котором идет восстановление.

В состоянии равновесия каждый электрод (окислительно-восстановительная пара) характеризуется величиной стандартного электродного потенциала (Е?О/В), измеренного относительно стандартного водородного электрода, потенциал которого принимается равным нулю Е?2Н+/Н2 = 0 В.

Электродный потенциал зависит от химической природы окислителя и восстановителя, температуры и концентраций ионов в растворе. Для металлических электродов, равновесие в которых можно выразить общим уравнением Меn+ +ne- ? Me, электронный потенциал рассчитывается по уравнению Нернста:

Е Меn+/Ме = Е? Меn+/Ме + (RT/nF)ln C Меn+ = Е? Меn+/Ме+ (0,059/n) lg C Меn+ , (l) где C Меn+ - концентрация ионов металла в растворе, F = 96500 Кл/моль - постоянная Фарадея.

Гальванический элемент

Двухэлектродная система, в которой самопроизвольно протекает окислительно-восстановительный процесс, называется гальваническим элементом. При протекании электрохимического процесса в гальваническом элементе передача электронов от восстановителя к окислителю осуществляется через внешний участок цепи, в котором создается направленный поток электронов - электрический ток. Таким образом гальванический элемент представляет собой систему, в которой происходит самопроизвольное превращение химической энергии в электрическую, т.е. гальванический элемент является источником электрического тока.

ПРИМЕР 1. Гальванический элемент с железным и серебряным электродами.

Гальванический элемент состоит из двух электродов, каждый из которых представляет собой металлическую пластинку, помещенную в раствор соли соответствующего металла.

Электрическая цепь гальванического элемента состоит из внешнего и внутреннего участов. Внешний участок цепи соединяет металлические пластинки электродов через потребителя электрической энергии или электроизмерительный прибор. Внутренний участок цепи соединяет растворы солей через "солевой мостик" - трубку, заполненную раствором сильного электролита.

Гальванические элементы принято обозначать условными схемами. Схема гальванического элемента записывается начиная с анода и включая в себя последовательное обозначение фаз, находящихся в непосредственном контакте. Граница раздела фаз обозначается вертикальной чертой. Для рассматриваемого гальванического элемента схема записывается: Fe | Fe (NО3)2| | AgNО3| Ag.

Характер электродных процессов определяется значениями электродных потенциалов. Окисление протекает на электроде, включающем более сильный восстановитель, т.е. анодом (отрицательным полюсом гальванического элемента) является электрод с меньшим значением электродного потенциала. Электрод с большим значением электродного потенциала является катодом гальванического элемента (положительным полюсом).

Разность потенциалов катода (Ек) и анода (Еа) представляет собой электродвижущую силу (ЭДС) гальванического элемента:

Е = Ек - Еа (величина всегда положительная!)

Таким образом, полная схема рассматриваемого гальванического элемента, включающая уравнения электродных процессов выглядит так:

Анод - Fe | Fe2?| | Ag?| Ag + Катод

Е? Fe2+/ Fe = - 0,44 В Е? Ag+ / Ag = 0,8 В

Анодный процесс Fe = Fe2++2е- окисление

Катодный процесс Ag+ + е? = Ag восстановление

Суммарное уравнение Fe+2 Ag+= Fe2++2 Ag

Стандартная (ЭДС): Е? = Е?к - Е?а = Е? Ag+ / Ag - Е? Fe2+/ Fe =0,8 - (-0,44) = 1,24В

Для условий, отличных от стандартных, электронные потенциалы рассчитываются по уравнению Нернста. (см. ур.1)

Электролиз растворов

Электролиз - процесс окисления - восстановления протекающий на электродах при пропускании через электролит постоянного электрического тока.

При электролизе электроды включаются в цепь внешнего источника постоянного тока. Под действием приложенной разности потенциалов положительные ионы - катионы - перемещаются к отрицательному полюсу внешнего источника, отрицательные ионы- анионы - к положительному. На аноде и катоде протекают процессы окисления и восстановления соответственно.

Электролизу могут подвергаться как расплавы, так и растворы электролитов. Характерным для электролиза водных растворов является то, что в электродных процессах могут участвовать кроме ионов растворенных электролитов молекулы растворителя - воды, а также материал самого электрода (если электрод активный). Таким образом, на электроде теоретически могут протекать несколько окислительно-восстановительных процессов. Однако в первую очередь могут протекать энергетически выгодные процессы, а именно: на аноде окисляется наиболее сильный восстановитель (с наименьшим значением электродного потенциала); на катоде восстанавливается наиболее сильный окислитель (с наибольшим значением электродного потенциала).

ПРИМЕР 2. Электролиз раствора сульфата никеля (с активным - никелевым анодом).

Напишем уравнение диссоциации соли и укажем направление движения ионов к электродам:

NiSO4> SO42 + Ni2+

Анод + ? катод

Составляем уравнение возможных электродных процессов и выписываем из справочных таблиц значения соответствующих электродных потенциалов:

Анод (окисление): Катод (восстановление):

2SO42- = S2O82- + 2 е? Е?=2,01В Ni2+ +2 е?= Ni Е?= ?0,25 В

2Н2О = 4Н+ + О2 + 4 е? Е? =1,23В 2Н2О+2 е?= 2ОН + Н2 Е?=?0,83 В

Ni= Ni2++2 е? Е?= ?0,25 В ? растворение никелевого анода.

Сопоставляя значения электродных потенциалов для анодного и катодного процессов, делаем вывод о преимущественном протекании процесса электролиза на каждом электроде: на аноде идет окисление никеля (наименьший потенциал), на катоде идет выделение металлического никеля (наибольший потенциал). Суммируя уравнения анодного и катодного процессов, получаем полное уравнение электролиза: Ni + Ni2+ = Ni2+ + Ni. Записанное уравнение показывает, что при электролизе с растворимым анодом происходит перенос материала анода на катод.

Электрохимическая коррозия металлов.

Коррозией металлов называется процесс их разрушения в результате взаимодействия с окружающей средой. Коррозия металлов может протекать по химическому и электрохимическому механизму. Химическая коррозия является следствием химического взаимодействия металла с тем или иным окислителем окружающей среды. Электрохимическая коррозия в простейшем случае протекает вследствие работы на поверхности металла короткозамкнутых гальванических элементов - гальванопар.

Причин образования короткозамкнутых гальванопар множество: например, кристаллическая неоднородность металла, микрошероховатость поверхности, наличие примесей и пр. все это приводит к тому, что различные участки поверхности имеют различные значения электродного потенциала, т.е. поверхность металла может рассматриваться как совокупность электродов, одни из которых в условиях контакта поверхности с электролитом окружающей среды будут играть роль анода, другие катода. В отличие от обычных гальванических элементов анод и катод гальванопар на поверхности металла имеют общий электролит.

В типичных случаях электрохимической коррозии короткозамкнутые гальванопары имеют микроскопические размеры и потому называются микрогальванопарами. Коррозию металла вызывает работа не всех микрогальванопар, а лишь тех, в которых металл играет роль анода. Общую схему таких микрогальванопар можно записать следующим образом:

ne?

|??????????????????????????????????????v

А ? Ме ¦электролит окружающей среды¦катодный участок + К

^____________________|

При работе таких микрогальванопар коррозию металла вызывает процесс его анодного окисления: Ме = Меn+ +ne?. На катодных участках происходит восстановление окислителя электролита. В кислой среде восстанавливаются ионы Н+ согласно уравнению: 2Н+ + 2е? = Н2. В остальных случаях протекает процесс восстановления атмосферного кислорода с участием воды: О2 + 2Н2О + 4 е? = 4ОН?

ПРИМЕР 3: электрохимическая коррозия железа в кислой среде.

В качестве конкретного примера рассмотрим коррозию железа в воздухе, содержащем сернистый газ SO2. На поверхности железа в данном случае образуется пленка сернистой кислоты вследствие взаимодействия сернистого газа с парами воды: SO2 +Н2О = Н2 SO3. Записываем схему микрогальванопар, работа которых в рассматриваемых условиях будет приводить к коррозии железа:

А - Fe| Н2 SO3| катодный участок +К

Записываем уравнение электродных процессов, протекающих при работе таких микрогальванопар:

А: Fe = Fe2++2е? ? окисление железа на анодных участках (коррозия железа)

К: 2Н+ + 2е? = Н2 ? восстановление ионов Н+ на катодных участках.

Fe + 2Н+ = Fe2++Н2 ? суммарное уравнение электрохимической коррозии.

ПРИМЕР 4: Атмосферная коррозия железа.

Атмосферная коррозия - это электрохимическая коррозия металлов, протекающая в нейтральной среде. Коррозия железа в данных условиях происходит вследствие работы микрогальванопар: А ? Fe| O2 , Н2О | катодный участок +К. процессы, протекающие при работе таких микрогальванопар, выражаются следующими уравнениями:

А: Fe = Fe2++2е- ? окисление железа на анодных участках (коррозия железа)

К: О2 + 2Н2О + 4 е? = 4ОН? ? восстановление на катодных участках

2 Fe + О2 + 2 Н2О = 2 Fe2++4ОН? ? суммарное уравнение электрохимической коррозии.

Чтобы предохранить металл от разрушения применяются разнообразные способы защиты от электрохимической коррозии, но все они имеют одно общее: обеспечение условий, предотвращающих работу микрогальванопар.

Наиболее распространенным является метод защиты от коррозии путем создания на поверхности металлов изолирующих покрытий: лакокрасочные покрытия, покрытие металлов другими металлами и пр. Механизм защитного действия изолирующих покрытий заключается в том, что они предотвращают доступ окружающей среде к поверхности металла, тем самым делая невозможным работу микрогальванопар (для работы микрогальванопар необходимы не только анодный и катодный участки, но и электролит). При разрушении покрытия, даже незначительном, в месте нарушения сплошности открывается доступ окружающей среды к поверхности металла и тем самым создаются условия для работы микрогальванопар.

Среди изолирующих защитных покрытий особое место занимают металлические покрытия. По механизму коррозионного разрушения при нарушении целостности покрытия различают анодные и катодные металлические покрытия.

Если электродный потенциал металла покрытия меньше электродного потенциала защищаемого металла, то по отношению к защищаемому металлу металл покрытия является анодом. Поэтому такие металлические покрытия называются анодными. При работе гальванопар в местах нарушения сплошности анодного покрытия разрушается металл покрытия (анод), а защищенный металл (катод) не разрушается.

Если же электродный потенциал металла покрытия больше электродного потенциала защищаемого металла, такое покрытие называется катодным, т.к. по отношению к защищаемому металлу металл покрытия является катодом. Поэтому при работе гальванопар в местах нарушения сплошности катодного покрытия коррозии подвергается защищаемый металл.

ПРИМЕР 5: коррозионные процессы в нейтральной среде при нарушении сплошности анодного и катодного покрытия на железе.

Для железа (Е?= ?0,44 В) анодным является покрытие из любого металла с меньшим значением электродного потенциала, например, цинк (Е?= ?0,76 В). при нарушении сплошности такого покрытия в нейтральной среде будут работать гальванопары: А-Zn | O2 , Н2О | Fe + К. анодный и катодный процессы, протекающие при том, выражаются уравнениями:

А: Zn = Zn 2++2е- ? окисление цинка (коррозия металла покрытия)

К: О2 + 2Н2О + 4 е? = 4ОН? ? восстановление на железе.

2Zn + О2 + 2 Н2О = 2 Zn2++4ОН? ? суммарное уравнение электрохимической коррозии.

Из записанных уравнений видно, что цинк (и любое анодное покрытие) защищает железо от коррозии не только, пока оно цело, но и в случае нарушения сплошности покрытия.

Для создания на железе катодного покрытия необходимо использовать любой металл с большим значением электродного потенциала, например, никель (Е?= ?0,25 В). При нарушении сплошности никелевого покрытия в нейтральной среде будут работать гальванопары: А- Fe | O2 , Н2О | Ni + К. Анодный и катодный процессы при работе данных гальванопар следующие:

А: Fe = Fe 2++2е- ? окисление железа (коррозия защищаемого металла)

К: О2 + 2Н2О + 4 е? = 4ОН? ? восстановление на никеле.

2 Fe + О2 + 2 Н2О = 2 Fe 2++4ОН? ? суммарное уравнение электрохимической коррозии.

Как видим, при нарушении сплошности катодное покрытие не защищает железо от коррозии.

Из всех случаев коррозии металлов наиболее типичной и часто встречающейся является коррозия железа (сплавов железа). Из выше рассмотренных примеров видно, что электрохимическая коррозия железа заключается в его анодном окислении, в результате чего образуются ионы Fe2+ во внешней среде. Для этого в лабораторной работе используется качественная реакция с красной кровяной солью К3 |Fe (CN6)|. Данная качественная реакция заключается в том, что комплексные ионы красной кровяной соли, взаимодействуя с ионами Fe 2+ , образуют соединение с характерной синей окраской -турнбулеву синь Fe 3|Fe (CN)6|2 : 3 Fe 2++2|Fe (CN6)|3- = Fe 3|Fe (CN)6|2

Экспериментальная часть

ОПЫТ 1. Гальванический элемент.

Рассматривается гальванический элемент с медным и цинковым электродами.

Получите у преподавателя индивидуальное задание для оформления расчетной части опыта концентрации растворов: CCuSO4 = CZnSO4 =

1) Соберите гальванический элемент с гальванометром во внешней цепи.

2) Замкните электроды проводником электронов и наблюдайте работу гальванического элемента по отклонению стрелки гальванометра.

3) Запишите схему гальванического элемента (см. ПРИМЕР 1).

4) В записанной схеме укажите направление перемещения электронов.

5) Выпишите значение стандартных электродных потенциалов (см. ПРИЛОЖЕНИЕ).

6) По уравнению Нернста (ур. 1) рассчитайте значение электродного потенциала каждого электрода согласно полученному индивидуальному заданию.

7) Составьте уравнение электродных процессов и общее уравнение электрохимического процесса.

8) Рассчитайте стандартную ЭДС гальванического элемента и ЭДС, отвечающую полученному индивидуальному заданию.

ОПЫТ 2. Электролиз растворов.

Электролиз проводится в электролизере -U-образной трубке, заполненной раствором электролита, в которую помещаются графитовые электроды. Напряжение на электроды подается через выпрямитель тока в течении 0,5 ? 1 мин. Определение продуктов электролиза производится визуально (выделение газа, осаждение металла; изменение окраски раствора, изменение окраски индикатора).

2.1. Электролиз раствора иодида калия.

Проведите процесс электролиза. Отключите источник питания. Удалите электроды из электролизера и промойте их дистиллированной водой.

В катодное колено электролизера добавьте 2-3 капли раствора фенолфталеина, в анодное пространство электролизера добавьте несколько капель раствора крахмала. Все наблюдения отметьте в таблице.

1) Запишите уравнение диссоциации соли: КI =

2) В таблице запишите уравнения теоретически возможных электродных процессов и выпишите значения соответствующих электродных потенциалов (см. ПРИЛОЖЕНИЕ).

3) Сделайте вывод о характере электродных процессов. Сопоставьте вывод с опытными данными.

4) Соответственно этому заполните последнюю колонку таблицы.

Электрод наблюдения Возможные процессы Е?, В Продукты электролиза

Анод

(окисление)

Катод (восстановление) 5) Запишите полное уравнение процесса электролиза:

2.2. Электролиз раствора сульфата натрия.

Проведите процесс электролиза. Отключите источник питания. Удалите электроды из электролизера и промойте их дистиллированной водой.

В катодное и анодное пространство электролизера добавьте несколько капель раствора лакмуса. Все наблюдения отметьте в таблице.

1) Запишите уравнение диссоциации соли: Na2SO4 =

2) В таблице запишите уравнения теоретически возможных электродных процессов и выпишите значения соответствующих электродных потенциалов (см. ПРИЛОЖЕНИЕ).

3) Сделайте вывод о характере электродных процессов. Сопоставьте вывод с опытными данными.

4) Соответственно этому заполните последнюю колонку таблицы.

Электрод наблюдения Возможные процессы Е?, В Продукты электролиза

Анод

(окисление)

Катод (восстановление) 5) Запишите полное уравнение процесса электролиза:

2.3. Электролиз раствора сульфата меди.

Проведите процесс электролиза. Отключите источник питания. Удалите электроды из электролизера. Осмотрите поверхность электродов. Все наблюдения отметьте в таблице.

1) Запишите уравнение диссоциации соли: CuSO4 =

2) Сделайте вывод о характере электродных процессов. Сопоставьте вывод с опытными данными.

3) Соответственно этому заполните последнюю колонку таблицы.

Электрод наблюдения Возможные процессы Е?, В Продукты электролиза

Анод

(окисление)

Катод (восстановление) 4) Запишите полное уравнение процесса электролиза:

2.4. Электролиз раствора сульфата меди с растворимым анодом.

Измените полярность полюсов электродов. Таким образом, электрод с осажденной на нем медью, полученной в предыдущем опыте, будет анодом.

Проведите процесс электролиза. Отключите источник питания. Удалите электроды из электролизера. Осмотрите поверхность электродов. Все наблюдения отметьте в таблице.

1) Составьте уравнения теоретически возможных электродных процессов и выпишите значения соответствующих электродных потенциалов (см. ПРИЛОЖЕНИЕ).

2) Сделайте вывод о характере электродных процессов. Сопоставьте вывод с опытными данными.

3) Соответственно этому заполните последнюю колонку таблицы.

Электрод наблюдения Возможные процессы Е?, В Продукты электролиза

Анод

(окисление)

Катод (восстановление) 4) Запишите полное уравнение процесса электролиза:

ОПЫТ 3: Электрохимическая коррозия металлов.

3.1. Роль гальванопар в процессах электрохимической коррозии.

В пробирку внесите 5-6 капель разбавленной H2SO4 и гранулу цинка. Наблюдать выделение газа-водорода. 1) Запишите уравнение химической реакции:

Коснитесь медной проволокой поверхности цинка. Как изменяется интенсивность газовыделения?

2) На каком металле происходит выделение газа?

3) Объясните наблюдаемое явление, записав схему гальванопары, образующейся при контакте цинка с медью. Обозначьте в ней анод и катод, запишите уравнения электродных реакций и суммарное уравнение электрохимического процесса.

3.2. Коррозия оцинкованного и луженого железа.

2 химических стакана заполните (на половину объема) 3%растворами NaCl и в каждый из них добавьте по 3-4 капли раствора Fe 3|Fe (CN)6|. В один стакан опустите железную пластинку, покрытую цинком, в другой - покрытую оловом (луженую). На пластинах предварительно нанесите глубокие царапины.

Через несколько минут в одном из стаканов наблюдайте окрашивание раствора в синий цвет.

1) Какая реакция протекает в этом стакане? Запишите ее уравнение:

2) Какая пластинка находится в этом стакане?

3) Происходит ли коррозия железа в данном случае? Ответ мотивируйте, записав для каждой из 2-х пластинок схемы гальванопар, уравнение электродных реакций и уравнение электрохимического процесса.

4) Определите тип покрытия (анодное или катодное) для каждой пластинки.

Вариант контрольного теста

I. Какие реакции могут протекать самопроизвольно в стандартных условиях:

1). Cu + NiSO4 = 2). Fe + ZnCl2 = 3).Al + NiCl2 = 4).Cu + AgNO3 =

II. Концентрация ионов никеля в растворе 1 моль/л. определите электродный потенциал никелевого электрода:

1).- 0,25 В 2).0,25 В 3).0 В 4).-0,264 В

III. Катодом гальванического элемента является свинец Pb. Анодом может быть электрод:

1).Cu2+/Cu 2). Fe2+/Fe 3).Ni2+/Ni 4).Zn2+/Zn

IV. В гальваническом элементе Zn |Zn2+| |H+|H2 на аноде происходит процесс:

1). Zn2++ 2е? = Zn 2). Н2 = 2Н+ + 2е? 3). Zn = Zn2++ 2е? 4). 2Н+ + 2е? = Н2

V. Величина стандартной ЭДС гальванического элемента Zn |Zn2+| |H+|H2 равна:

1). 0 В 2). 0,76 В 3). - 0,76 В 4). 1,1 В

VI. В процессе электролиза происходит преобразование:

1). Электрической энергии в химическую 2). Химической энергии в

электрическую

VII. При электролизе расплава NaOH с инертными электродами на катоде протекает процесс:

1). 4ОН? = О2 + 2Н2О + 4 е? 2). Na ++ е? = Na

3). О2 + 2Н2О + 4 е? = 4ОН? 4). Na = Na ++ е?

VIII. При электролизе раствора CuSO4 с медным анодом на аноде протекает процесс:

1). Cu = Cu 2++ 2е? 2). 2Н2О = О2 + 4Н+ + 4е?

3). Cu 2++ 2е? = Cu 4). О2 + 4Н+ + 4е? = 2Н2О

IX. В растворе содержатся ионы Sn2+,Ag+,Cu2+ в одинаковой концентрации. В какой последовательности они будут восстанавливаться при электролизе раствора:

1). Sn2+,Ag+,Cu2+ 2). Ag+,Sn2+, Cu2+

3). Ag+,Cu2 +,Sn2+ 4). Cu2+,Sn2+,Ag+

X. При электролизе водного раствора величина рН среды в катодном пространстве:

1). Уменьшается 2). Увеличивается 3). Не изменяется

правильные ответы выделены жирным шрифтом.

Контрольные вопросы.

I. Один из электродов гальванического элемента - железный. Другой электрод:

1). Zn2+/Zn 2). Sn2+/Sn 3). Mn2+/Mn 4). Pb2+/Pb 5). Ni2+/Ni

Запишите схему гальванического элемента, составьте уравнения электродных процессов и суммарное уравнение электрохимического процесса, рассчитайте значение стандартной ЭДС.

II. Гальванический элемент состоит из двух железных электродов. Электролитом каждого электрода является раствор хлорида железа (II). Раствор соли одного электрода 0,01 моль/л, концентрация раствора соли равна:

1). 0,1 моль/л 2). 10-3 моль/л 3) 1 моль/л 4). 10-4 моль/л 5).10-5 моль/л

Запишите схему гальванического элемента, составьте уравнения электродных процессов и суммарное уравнение реакции, рассчитайте ЭДС.

III. Составьте уравнение электродных процессов, протекающих на инертных электродах при электролизе водного раствора:

1).H2SO4 2).K2SO4 3).NaBr 4).HJ 5).Pb(NO3)2

Напишите молекулярное и ионо-молекулярное уравнение электролиза.

Приложение

Стандартные электродные потенциалы окислительно-восстановительных пар.

Окис-

литель Восстано-

витель Число

эл-нов Е?, В Окис-

литель Восстано-

витель Число

эл-нов Е?, В Li+ Li 1 -3.05 Pb2+ Pb 2 -0.13 Rb+ Rb 1 -2.39 2H+ H2 2 0.00 K+ K 1 -2.92 Sb3+ Sb 3 0.20 Na+ Na 1 -2.71 Bi3+ Bi 3 0.21 Mg2+ Mg 2 -2.36 Cu2+ Cu 2 0.34 Al3+ Al 3 -1.66 Ag+ Ag 1 0.80 Mn2+ Mn 2 -1.18 Au3+ Au 3 1.50 Zn2+ Zn 2 -0.76 S S2- 2 0.48 Cr3+ Cr 3 -0.74 I2 2I 2 0.54 Fe2+ Fe 2 -0.44 Br2 2Br- 2 1.05 Cd2+ Cd 2 -0.40 Cl2 2Cl- 2 1.36 Co2+ Co 2 -0.28 S2O82- 2SO42- 2 2.01 Ni2+ Ni 2 -0.25 2H2O H2+2OH- 2 -0.83 Sn2+ Sn 2 -0.14 O2+4H+ 2H2O 4 1.23

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА№9

ОБЩИЕ ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ И ИХ СОЕДИНЕНИЙ

Работу выполнил_______________ Работу принял_________________

Дата выполнения_______________ Отметка о зачете________________

ВВЕДЕНИЕ

Металлы - вещества, основной отличительной особенностью которых в конденсированном состоянии является наличие свободных, несвязанных с определёнными атомами, электронов, способных перемещаться по всему объёму тела. Эта особенность металлического состояния вещества определяет собой всю совокупность свойств металлов.

К общим физическим свойствам металлов относится их высокая электропроводность, высокая теплопроводность, пластичность, т.е. способность подвергаться деформации при обычных и повышенных температурах, не разрушаясь.

В химических реакциях металлические элементы и в виде изолированных атомов, и в конденсированном состоянии проявляют только восстановительные свойства:

Me ® Men+ + ne

Изолированные атомы большинства металлов имеют на внешнем энергетическом уровне 1, 2 или 3 электрона. В периодической системе металлические элементы находятся в начале каждого периода, т.е. они имеют большие размеры атомов (по периоду размеры атомов убывают). Поэтому металлы характеризуются низкими значениями энергий ионизации и вступают во взаимодействие с неметаллическими элементами, проявляющими сродство к электронам.

Почти все металлы непосредственно взаимодействуют с кислородом, образуя оксиды. Оксиды металлов по свойствам делятся на три большие группы:

основные, кислотные и амфотерные. Основным оксидам соответствуют гидратные соединения, являющиеся основаниями. Некоторые из них можно получить, непосредственно растворяя оксид в воде:

CaO + H2O ® Ca (OH)2

Кислотным оксидам металлов соответствуют гидратные соединения, обладающие кислотными свойствами: Mn2O7 + H2O ® 2 HMnO4

Оксиды, гидратные соединения которых обладают как свойствами основания, так и свойствами кислоты, называются амфотерными: ZnO, SnO, PbO, Аl2О3, Сr2О3 и др.

Оксиды и гидроксиды металлов являются чрезвычайно важными соединениями, т.к. в большинстве случаев защитные (незащитные) плёнки на металлах образованы именно этими соединениями, которые, следовательно, и определяют их свойства.

Изменение состава и характера оксидов и гидроксидов металлов, принадлежащих к одному и тому же периоду таблицы Д.И. Менделеева, в которых металл проявляет максимальную степень окисления, можно проследить на примере элементов начала четвёртого периода:

+1

K2O KOH +2 CaO

Ca(OH)2 +3 Sc2O3

Sc(OH)3 +4 TiO2

Ti(OH)4 +5

V2O5 HVO3 +6 CrO3

H2CrO4 +7 Mn2O7

HMnO4 основной амфотерный кислотный

Аналогично изменяется характер оксидов и гидроксидов одного и того жe элемента с увеличением его степени окисления:

+2 MnO

Mn(OH)2 +3 Mn2O3

Mn(OH)3 +4 MNO2

Mn(OH)4 +5 Mn2O5

- +6

MnO3 H2MnO4 +7 Mn2O7

HMnO4 основной амфотерный кислотный Таким образом, в рассмотренных закономерностях изменения характера оксидов и гидроксидов наблюдается постепенное увеличение кислотных свойств от основных свойств и по периоду таблицы Д.И. Менделеева, и с увеличением степени окисления элемента.

ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ МЕТАЛЛОВ В ВОДНЫХ СРЕДАХ.

Восстановительная активность металлов в водных средах характеризуется величиной стандартного электродного потенциала металла Е° (см. Приложение-1).

В качестве окислителя металла может использоваться вещество, имеющее более высокое значение стандартного электродного потенциала сопряжённой окислительно-восстановительной пары. Однако, в случае проведения химической реакции в условиях, отличающихся от стандартных условий, значение электродного потенциала вычисляется по формуле Нернста.

Электродвижущая сила (ЭДС) окислительно-восстановительной реакции, вычисленная по формуле: ЭДС = Е окислителя - Е восстановителя , имеет значение > 0, и следовательно, изменение энергии Гиббса: DG = - n F (ЭДС) удовлетворяет условию самопроизвольно идущему химическому процессу, а именно: DG >1; для слабых электролитов Кд HN03+N0; 2) Br2+H20>НВг+НВrO3;

3) Mn02+K0H>КМnО4+Мn(0Н)2; 4) НСlOз -" НС1 + НСlO4; 5) Р + Н20>РН3 + Н3Р03

II. Один из электродов гальванического элемента - железный. Другой электрод:

1) Zn2+/Zn; 2) Sn2+/Sn; 3) Mn2+/Mn; 4) Pb2+/Pb; 5) Ni2+/Ni

Запишите схему гальванического элемента, составьте уравнения электродных процессов и суммарное уравнение электрохимического процесса, рассчитайте значение стандартной ЭДС.

III. Составьте уравнения электродных процессов, протекающих на инертных электродах при электролизе водного раствора:

1) H2S04; 2) Li2S04; 3) Nal; 4) HI; 5) Pb(N03)2

Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения электролиза.

Вариант контрольного теста.

I. Укажите процессы восстановления:

1) S+4 = S+6 + 2е; - 2) Br+7 + 8е = Br-1 ; 3)Ag° = Ag+1 + е 4) Сг+2 + 2е - Сг°

II. Определите X в процессе S+4 = Sx + 2е: 1) +4; 2) +2; З)+6; 4) -2.

Определите тип процесса Br+7 -> Вг-1 и сколько электронов (n) в нем участвует:

1) n = 6, окисление; 2) n - 6, восстановление; 3) n = 8, окисление; 4) n = 8. восстановление.

Определите число электронов n в процессе Pb02 + 4Н+ + ne = Pb2+ + 2Н20: 1) 4; 2) 3; 3) 2; 4) 1.

Какие свойства в реакциях окисления-восстановления может проявлять S

1) окислитель; 2) восстановитель; 3) и окислитель и восстановитель.

Катодом гальванического элемента является свинец РЬ. Анодом может быть электрод:

1) Cu2+/Cu 2) Fe2+/Fe 3) Ni2+/Ni 4) Zn2+/Zn

В гальваническом элементе Zn | Zn2+ | | Н+1Н2 на аноде происходит процесс:

I) Zn2+ + 2е = Zn 2) Н2 = 2Н+ + 2е 3) Zn = Zn2+ + 2е 4)2Н+ + 2е = Н2

Величина стандартной ЭДС элемента Zn | Zn2+ ¦| Н+ |Н2 равна: 1) О В; 2) 0,76 В; 3) -0.76 В.

При электролизе раствора CuS04 с инертными электродами на аноде протекает процесс:

1) Сu = Сu2+ + 2е-; 2) 2HZO= О2 + 4Н+ + 4е;

3) Сu2+ + 2е = Сu; 4) 02 + 4Н+ + 4е - 2Н20.

В растворе содержатся ионы Sn2+, Ag+, Cu2+ в одинаковой концентрации. В какой последовательности они будут восстанавливаться при электролизе раствора:

1) Sn2+, Ag+, Cu2+; 2) Ag+, Sn2+, Cu2+;

3) Ag+, Cu2+. Sn2+; 4) Cu2+, Sn2+, Ag+.

Ответы и комментарии.

1-2,4-см. раздел 1, определение процессов окисления и восстановления; И-З-суммарный электрический заряд в левой и правой частях уравнения должен быть одинаков; Ш-4-см. комментарии к вопросам I,iI; IV-3-см. комментарий к вопросу II, V-3-см. пример 1.1; VI-2,3,4-CM. раздел 3, пример 3.1; VII-3-см. пример 3.1; VIII-2-см. формуле 3.3; IX-2-см. раздел 4, правила определения характера анодного и катодного процессов; Х-З-см. комментарий к вопросу IX.

Приложение.

Окислитель Восстановитель Число

Эл-нов E°,B Окислитель Восстановитель Число

Эл-нов E°,B Li+ Li 1 -3,05 Pb2+ Pb 2 -0,13 Rb+ Rb 1 -2,93 2H+ H2 2 0,00 Na+ Na 1 -2,71 Cu2+ Cu 2 0,34 Mni+ Mn 2 -1,18 Ag+ Ag 1 0,80 Zn2+ Zn 2 -0,76 Hg+ Hg 2 0,85 Fe2+ Fe 2 -0,44 I2 2I- 2 0,54 Cd2+ Cd 2 -0,40 S042-+2H+ SO32-+H2O 2 0,17 Co2+ Co 2 -0,28 S2O82- 2S042- 2 2,01 Ni2+ Ni 2 -0,25 2H20 H2+20H- 2 -0,83 Sn2+ Sn 2 -0,14 02+4H+ 2H20 4 1,23

Показать полностью… https://vk.com/doc-44842733_133449733
2 Мб, 29 октября 2012 в 12:48 - Россия, Москва, МГВМИ, 2012 г., doc
Рекомендуемые документы в приложении