методичка по Химии

2. Восстановительные свойства сернистой кислоты

Налейте в пробирку 2-3 мл раствора сернистой кислоты и добавьте (по каплям) бромной или йодной воды. Наблюдайте исчезновение окраски. Напишите уравнение реакции окисления сернистой кислоты в серную.

3. Окислительные свойства сернистой кислоты

Налейте в пробирку 2-3 мл сероводородный воды и добавьте столько же раствора сернистой кислоты. Наблюдайте выделение серы в виде мути. Дайте объяснение. Напишите уравнение реакции.

БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК

1.Глинка Н.Л. Общая химия – М.: Интеграл-Пресс, 2003. – С. 265-271.

2.Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии - Л.: Химия, 1981.–

С. 167 – 177.

3.Коровин Н.В. Курс общей химии – М.: Высшая школа, 2001. – С. 391-

60

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 9

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА АЗОТНОЙ (HNO3) И АЗОТИСТОЙ (HNO2) КИСЛОТ, ИХ СОЛЕЙ

Цель работы: изучить окислительно-восстановительные свойства азотной и азотистой кислот.

Рабочее задание: провести опыты с азотной и азотистой кислотами при действии их на восстановители и окислители. Написать уравнения реакций в ионной и молекулярной формах. Составить электронные балансы.

СВЕДЕНИЯ ИЗ ТЕОРИИ

Азотная кислота относится к числу очень сильных электролитов. Наиболее характерным ее свойством является ярко выраженная окислительная способность, причем как в разбавленной, так и в концентрированной кислоте окислителем является пятивалентный азот (N5+), входящий в ион NO3− .

Азотная кислота может восстанавливаться до следующих продуктов

HNO3 – NO2 – HNO2 – NO – N2O – N2 – NH3,

где валентность (степень окисления) азота соответственно равна: +5, +4, +3, +2, +1, 0, -3.

Степень восстановления азота зависит как от концентрации азотной кислоты, так и от активности восстановителя.

Концентрированная азотная кислота при взаимодействии с металлами восстанавливается до бурого газа NO2; разбавленная азотная кислота HNO3 - до бесцветного газа, буреющего на воздухе NO, и при действии на активные металлы (левее водорода в ряду стандартных потенциалов) - до N2O, N2 и

NH4NO3.

При окислении неметаллов HNO3 восстанавливается до NO.

Соли азотной кислоты (нитраты) обладают окислительными свойствами.

Азотистая кислота – слабая, весьма неустойчивая, в свободном виде не существует. Соли ее (нитриты) значительно устойчивее.

Нитриты могут быть как восстановителями, так и окислителями. В первом случае трехвалентный азот в виде NO2– переходит в пятивалентный в виде NO3–, во втором случае NO2– переходит в NO.

Восстановительные свойства нитритов проявляются в том случае, если на них подействовать более сильными окислителями.

61

ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

1. Окислительные свойства HNO3

1.1.Окислительные свойства азотной кислоты (HNO3) (проводить

под тягой!)

Поместите в пробирку маленький кусочек серы и прибавьте концентрированную азотную кислоту. Нагрейте пробирку на спиртовке в течение 3 минут с начала кипения раствора при взбалтывании. Наблюдайте образование пузырьков бесцветного газа, буреющего на воздухе.

К полученному раствору прилейте 1 мл раствора хлористого бария (BaCl2). Объясните появление белого осадка.

Напишите уравнение происходящих реакций в молекулярной и ионной формах. Составьте электронный баланс.

2. Окислительные свойства HNO2

2.1. Налейте в пробирку 2-3 мл раствора нитрита калия КNO2, столько же раствора иодида калия KI и несколько капель разбавленного раствора серной кислоты H2SO4. Не взбалтывая, наблюдайте появление газа, буреющего на воздухе, и образование осадка J2. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах. Составьте электронный баланс.

3. Восстановительные свойства HNO2

3.1. Налейте в пробирку 2-3 мл разбавленного раствора серной кислоты H2SO4 и добавьте 4-5 капель раствора перманганата калия KMnO4.

Полученный раствор приливайте по каплям к раствору нитрита. Окраска перманганата KMnO4 исчезает, что обусловлено переходом семивалентного марганца в двухвалентный.

Составьте электронный баланс. Напишите уравнение реакции в молекулярной и ионной формах.

4. Открытие иона NH4+

В пробирку налейте 1-2 мл раствора хлористого аммония (NH4Сl) и добавьте около 1 мл концентрированного раствора щелочи (NaOH). Нагрейте. Осторожно понюхайте выделяющийся газ. Подержите над отверстием пробирки смоченную водой красную лакмусовую бумажку. Что происходит? Смочите стеклянную палочку концентрированной соляной кислотой и поднесите к отверстию пробирки. Что наблюдается? Напишите уравнения реакций.

62

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

1.Какие реакции называются окислительно-восстановительными?

2.Каков механизм действия окислителя и восстановителя?

3.Какое влияние оказывает концентрация азотной кислоты на ее окислительные свойства?

БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК

1.Коровин Н.В. Курс общей химии. – М.: Высшая школа, 2001. – C.185-190.

2.Глинка Н.Л. Общая химия. – М.: Интеграл-Пресс, 2003. – С.255-263.

63

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 10

ОТНОШЕНИЕ МЕТАЛЛОВ К КИСЛОТАМ И ЩЕЛОЧАМ

Цель работы: изучить окислительно-восстановительные реакции на примере влияния кислот и щелочей на химическую устойчивость активных, средней активности и малоактивных металлов.

Рабочее задание : исследовать продукты реакции при взаимодействии кислот и щелочей с активными, средней активности и малоактивными металлами. Составить электронные балансы и написать уравнения окислительновосстановительных реакций (ОВР) в соответствии с правилом. Перед выполнением работы следует изучить общетеоретический материал по данной теме (ОВР), используя лекции и учебники.

СВЕДЕНИЯ ИЗ ТЕОРИИ

Взаимодействие металлов с кислотами и щелочами – это окислительновосстановительный процесс, зависящий как от активности металла, так и от свойств и концентрации кислоты и щелочи.

Всоответствии с электронным строением атомов, металлы являются восстановителями.

При действии кислоты на металл в роли окислителя выступает ион водорода или элемент - кислотообразователь, входящий в состав кислотного остатка кислородсодержащей кислоты.

Соляная (HCl) и разбавленная серная (H2SO4) кислоты реагируют только с теми металлами, которые стоят в ряду стандартных потенциалов ле-

вее водорода. В роли окислителя в этом случае выступают ионы водорода (Н+), восстанавливающиеся до свободного состояния.

Концентрированная серная кислота (H2SO4) окисляет при нагревании почти все металлы (кроме золота, платины и редких металлов).

Вэтом случае окислителем является шестивалентная сера, которая в зависимости от металла может восстанавливаться до SO2 (малоактивными

металлами, правее Н2), до свободной серы (металлы средней активности, Pb -Mn), H2S (активными металлами, Zr и левее стоящими металлами.)

Концентрированная азотная кислота (HNO3) восстанавливается металлами до бурого газа NO2. Разбавленная кислота восстанавливается малоактивными металлами (правее водорода) до оксида азота NO, а более активными металлами Pb – Mn до азота N2, закиси азота N2O, левее марганца - до аммиака NH3, вернее, до соли аммония, нитрата аммония NH4NO3.

64

Алюминий, хром и железо при действии на них концентрированной азотной кислоты становятся “пассивными”.

При действии щелочи на некоторые активные металлы, кислородные соединения которых обладают амфотерными свойствами, (цинк, алюминий, олово, свинец, хром) выделяется свободный водород, и образуются соли очень слабых кислот (цинковой, алюминиевой и др.). Причем, образование водорода является результатом взаимодействия атомов металла с ионами водорода воды, играющими в этом случае роль окислителя.

Например,

Zn + 2H2O = Zn(OH)2 ↓+ H2 ↑.

Роль щелочи заключается в растворении гидроксида

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2H2O.

Суммарная реакция имеет следующий вид

Zn + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2 ↑.

ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ (проводить под тягой)

1. Действие азотной кислоты на медь

Положите в две пробирки по кусочку меди. В одну из них прилейте 2-3 мл разбавленной азотной кислоты, в другую – концентрированной. Если реакция в первой пробирке не идет, слегка подогрейте.

Какой газ образуется в каждой из пробирок?

Напишите уравнение происходящих реакций в ионной и молекулярной форме. Составьте электронный баланс.

2. Действие серной кислоты на медь

В пробирку поместите кусочек меди и прилейте 2-3 мл концентрированной серной кислоты, нагреть до кипения и кипятите 2-3 минуты. Наблюдайте изменение цвета раствора и выделение газа.

К отверстию пробирки поднести бумагу, смоченную раствором фуксина, который в присутствии SO2 (сернистого газа) изменяет свою окраску. Наблюдайте эти изменения.

Напишите уравнение реакции взаимодействия меди с кислотой в ионной и молекулярной форме. Составьте электронный баланс.

65

3. Взаимодействие железа с концентрированными кислотами соляной и серной и разбавленной серной кислотой

В три пробирки поместите по кусочку железа. В одну пробирку прилейте 1-2 мл концентрированной соляной кислоты, во вторую – концентрированной серной кислоты, а в третью – разбавленной серной кислоты. Нагрейте до начала течения реакции. Какой газ выделяется в каждой из пробирок?

К содержимому первой пробирки (предварительно охладив), прилейте 0,5 мл раствора феррацианида калия K3[Fe(CN)6] и слегка встряхните. Появление синей окраски указывает на присутствие иона двухвалентного железа. Уравнение реакции

3Fe2+ + 2[ Fe(CN)6] 3– = Fe3[ Fe(CN)6]2 .

К содержимому 2-й пробирки добавить несколько кристалликов роданида аммония NH4CNS и слегка встряхнуть. Появление интенсивной красной окраски указывает на присутствие иона трехвалентного железа.

Уравнение реакции

Fe3+ + 3 (CNS) – = Fe(CNS)3 .

С содержимым 3-й пробирки проделайте то же, что и с 1-й пробиркой. Сделайте вывод относительно валентности иона железа, получающего-

ся при взаимодействии железа с кислотами.

Напишите уравнения соответствующих окислительно–восстановитель- ных реакций. Составьте электронный баланс.

4. Действие щелочи на металлы

В две пробирки налейте по 2-3 мл концентрированного раствора щелочи. В одну пробирку бросьте немного цинковой пыли, в другую – алюминий. Если реакция не идет, слегка нагрейте (осторожно!).

Когда начнется энергичное выделение газа, поднести к отверстию пробирок зажженную спичку. Что наблюдается?

Напишите уравнение происходящих реакций, имея в виду, что образуются соли цинковой (H2ZnO2) и метаалюминиевой (HAlO2) кислот. Составьте электронный баланс.

Составьте, оформите отчет, напишите окислительно-восста- новительные реакции в соответствии с правилом составления ОВР, включая сокращенные ионные уравнения.

Ответьте на контрольные вопросы.

66

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

1.Какие реакции называются окислительно-восстановительными

(ОВР)?

2.В чем сущность и отличие ОВР?

3.Какие вещества называются окислителем, восстановителем?

4.Что называется степенью окисления (СО)? Каковы исходные данные для расчета СО?

5.Какова последовательность составления ОВР?

6.Какими свойствами обладают металлы, кислоты и щелочи?

БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК

1.Коровин Н.В. Курс общей химии. – М.: Высшая школа, 2001. – C.185-190.

2.Глинка Н.Л. Общая химия. - М.: Интеграл-Пресс, 2003. – С.255-263.

67

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 21

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ

Цель работы: на конкретных опытах изучить электрохимическое поведение металлов при прохождении электрического тока через границу металл - электролит.

Рабочее задание: выполнить опыты по коррозии металлов, гальваническому элементу, электролизу и написать электродные реакции, изучив лекционные материалы по данной теме.

СВЕДЕНИЯ ИЗ ТЕОРИИ

1. Возникновение электродного потенциала

При погружении металла в раствор собственных ионов происходит взаимодействие полярных молекул воды с поверхностными ионами кристаллической решетки металла. В результате часть ионов переходит в раствор, т.е. происходит реакция окисления металла и его поверхность заряжается отрицательно оставшимися электронами

Me + mH2O → Me n+ • (H2O)m+ ne.

(1)

Наряду с этой реакцией происходит обратная - восстановление ионов металла, т.е. возвращение их в кристаллическую решетку

Men+ • (H2O)m + ne→ Me + mH2O.

(2)

Через определенное время скорости прямого процесса – окисления и обратного процесса – восстановления, выравниваются. При этом устанавливается подвижное окислительно-восстановительное равновесие

Me + mH2O ↔ Me n+ • (H2O)m+ ne.

(3)

В результате такого взаимодействия металла с электролитом часть гидратированных ионов Men+ • m(H2O) переходит в раствор и заряжает его положительно, а поверхность металла заряжается отрицательно оставшимися в нем избыточными электронами. Поэтому на границе металл - электролит возникает двойной электрический слой, подобный конденсатору, с соответствующей разностью потенциалов, которая называется электродным потенциалом.

68

В стандартных условиях – Р = 101 кПа, Т = 298 К, аМе = 1 моль/л

(а – активность, т.е. активная концентрация ионов металла) – потенциал металла при равновесии (3) называется стандартным электродным потенциалом Е0, который измеряется по отношению к водородному электроду (Е02Н+/Н2 = 0,0 В), потенциал которого условно принят за ноль.

Величина потенциала электрода определяется по формуле Нернста

EMen+/Me = E0Men+/Me + RT/nF × lnаMen+,

(4)

где R – газовая постоянная, 8,31 дж• град.-1,моль-1;

F – число Фарадея 96484 кул • моль-1.

Подставив в уравнение (4) значения F, R, T = 298К, перейдя от натурального логарифма к десятичному, получим

EMen+/Me= E0Men+/Me + 0,059/n × lgаMen+.

(5)

Для разбавленных растворов а≈ с, поэтому в формулу (5) можно вместо активности а поставить концентрацию иона, С Men+ .

2. Ряд стандартных электродных потенциалов (ряд СЭП)

По своей химической активности металлы располагаются в ряд, называемый рядом стандартных электродных потенциалов металлов. Количественной характеристикой их восстановительной способности, т.е. способности отдавать электроны, являются стандартные электродные потенциалы.

Ряд СЭП позволяет сделать следующие выводы относительно химических свойств металлов.

Каждый металл способен вытеснить из растворов солей все металлы, стоящие в ряду потенциалов правее его, т.е. металлы, имеющие большую алгебраическую величину стандартного электродного потенциала.

Следовательно, каждый металл является восстановителем по отношению к ионам всех металлов, стоящих правее его в ряду потенциалов.

Водород из разбавленных кислот может быть вытеснен только металлами, электродные потенциалы которых имеют знак минус.

Алгебраическая величина стандартного электродного потенциала металла характеризует одновременно восстановительную способность его атомов и окислительную способность его ионов.

3. Гальванические элементы – химические источники тока (ХИТ)

Гальванические элементы – это устройства, в которых химическая энергия превращается в электрическую. В работающем элементе происходит гетерогенная, окислительно-восстановительная, токообразующая реакция. Вещества электродов (активные массы) разделены пространственно. На от-

69