- •Загальні правила виконання лабораторних робіт
- •Правила техніки безпеки
- •Перша допомога при нещасних випадках
- •Тема: класи неорганічних сполук
- •Оксиди.
- •Добування:
- •Хімічні властивості
- •Кислоти.
- •Добування:
- •Хімічні властивості
- •Основи.
- •Добування:
- •Хімічні властивості.
- •Амфоліти.
- •Добування:
- •Хімічні властивості.
- •Лабораторна робота № 1 Властивості основних класів неорганічних сполук.
- •Контрольні питання.
- •Тема: еквівалент та молярна маса еквіваленту
- •Лабораторна робота № 2. Визначення молярної маси еквіваленту металу (Mg, Al або Zn) методом витиснення Гідрогену.
- •Контрольні питання
- •Тема: будова атома. Періодичний закон і періодична система д.І.Менделєєва. І. Будова атома.
- •Іі. Періодичний закон та періодична система елементів д.І.Менделєєва.
- •Правило написання електронних формул *.
- •Практична робота № 3 Електронна будова атома та періодична система елементів.
- •Контрольні питання.
- •Тема: хімічний зв’язок і будова молекул.
- •Практичне заняття № 4 Хімічний зв’язок і будова молекул.
- •Результати оформлення роботи
- •Контрольні питання
- •Тема: хімічна термодинаміка та напрямок хімічних реакцій
- •Фактори, що визначають напрямок хімічних реакцій.
- •Лабораторна робота № 5 Визначення теплоти нейтралізації сильної кислоти сильною основою.
- •Контрольні питання
- •Тема: швидкість хімічних реакцій
- •Лабораторна робота № 6 Кінетика хімічних реакцій.
- •Контрольні питання.
- •Тема: Концентрації розчинів. Приготування розчинів.
- •Лабораторна робота № 7 Приготування розчинів.
- •Контрольні питання
- •Тема: замерзання і кипіння розчинів неелектролітів
- •Лабораторна робота № 8 Визначення молекулярної маси глюкози кріоскопічним методом.
- •Ход роботи.
- •Маса глюкози – m, г
- •Контрольні питання
- •Відповідь : 342 г/моль
- •Тема: електролітична дисоціація.
- •Лабораторна робота № 9 Властивості водних розчинів електролітів.
- •Контрольні питання
- •Тема: водневий показник середовища рН
- •Лабораторна робота № 10 вимірювання водневого показника середовища розчину нс1 електрохімічним методом.
- •Ход роботи.
- •Контрольні питання
- •Тема: гідроліз солей
- •Лабораторна робота № 11 Гідроліз водних розчинів солей.
- •Контрольні питання
- •Тема: малорозчинні електроліти. Добуток розчинності.
- •Лабораторна робота № 12 Добуток розчинності
- •Контрольні питання
- •Тема: колоідні розчини
- •Лабораторна робота № 13 Отримання та властивості колоїдних розчинів.
- •Контрольні питання.
- •Задачі.
- •Тема: окисно-відновні реакції.
- •Методи складання рівнянь реакцій окислювання-відновлення.
- •Лабораторна робота № 14 Окисно-відновні реакції.
- •Контрольні питання
- •Тема: гальванічні процеси.
- •Контрольні питання
- •Тема: електроліз.
- •Лабораторна робота № 16 Електроліз водних розчинів електролітів
- •Контрольні питання.
- •Тема: комплексні сполуки
- •Лабораторна робота № 17 Комплексні сполуки та їх властивості.
- •Контрольні питання
Контрольні питання
-
Як виникає подвійний електродний шар?
-
Електродний потенціал, фактори, від яких він залежить?
-
Що називають рівноважним потенціалом, від яких факторів він залежить?
-
Будова водневого електроду, його призначення.
-
Що таке стандартний (нормальний) електродний потенціал?
-
Формула Нернста.
-
Що таке електрохімічний ряд напруг металів?
-
Як змінюється в ряді напруг відновлювальна та окислювальна активності металів?
-
Окисно-відновний потенціал.
-
Гальванічний елемент, його будова та принцип роботи.
-
Як розрахувати ЕДС гальванічного елемента?
ЗАДАЧІ
-
Гальванічний елемент складається з срібного електроду, який занурений до 1М розчину нітрату срібла і стандартного водневого електроду. Записати рівняння електродних процесів. Розрахувати ЕРС.
-
Розрахувати електродні потенціали магнію в розчині його солі при концентрації іону Mg2+ 0,1, 0,01, і 0,001моль/л.
-
Водний розчин сірководню володіє відновними властивостями. Які з перелічених іонів можна відновити цим розчином: а) Fe3+ до Fe2+; б) Cu2+ до Cu+; в) Sn2+ до Sn4+?
Тема: електроліз.
Електролізом називається окисно-відновний процес, який здійснюється на електродах при пропусканні постійного електричного струму крізь розплав або розчин електроліту. Цей процес супроводжується перетворенням електричної енергії у хімічну.
Під час електролізу позитивно заряджені іони переміщуються до катоду (катіони), а негативно заряджені – до аноду (аніони). Внаслідок цього на електродах виділяються продукти окислення (на аноді) і відновлення (на катоді). Первинні продукти можуть взаємодіяти між собою з утворенням вторинних продуктів електролізу. Тому сутністю процесу електролізу є окислення аніонів на аноді і відновлення катіонів на катоді.
Електроліз проводять у спеціальних судинах (електролізерах), які обладнані двома електродами. Електроди бувають інертні (нерозчинні), які вироблені з платини, іридію, графіту або вугілля, і активні, тобто розчинні.
При електролізі розчинів електролітів спостерігається нижчезазначена послідовність розряду катіонів і аніонів.
На катоді. До катоду одночасно підходять катіони металів і водню. Послідовність їх розрядження визначається величиною стандартного електродного потенціалу відповідного процесу відновлення. В першу чергу відновлюються частинки з найбільшим електродним потенціалом, вони є найсильнішими окисниками у системі.
Тому при електролізі водних розчинів солей найбільш активних металів, що розташовуються до алюмінію включно, відновлюються не катіони металів, а водень з молекул води:
2Н2О + 2ē → Н2↑ + 2ОН-
Якщо до катоду підходять катіони різних металів, то їх відновлення йде у відповідності із зменшенням їх стандартних електродних потенціалів. Наприклад, якщо у склад електроліту входять іони Мn2+, Zn2+, Fe2+, Ni2+, H+, то в першу чергу будуть розряджатися йони Н+ (найбільший електродний потенціал), а потім йони металів у такій послідовності: Ni2+, Fe2+, Zn2+, Мn2+.
На аноді. До аноду підходять аніони кислот та іони ОН- . В першу чергу окислюються частинки з найменшим потенціалом, вони є найсильнішим відновником.
Аніони безкисневих кислот (крім ) є добрими відновниками. Тому СІ-, Вr -, I-, S2- та інші легко окислюються, утворюючи прості речовини:
2СІ- → СІ2 + 2ē
S2- → S0 + 2ē
Аніони кисневмісних кислот (NO3-, SO42-, PO43- та інші) у водних розчинах не окислюються. Замість цього йде окислення кисню з молекул води:
2Н2О - 4ē О2↑ + 4Н+
На основі вищеозначених закономірностей можна складати схеми електролізу розплавів або розчинів будь-яких електролітів.
При нерозчинних електродах.
Приклад 1. Електроліз розплаву хлориду натрію.
Склад електроліту: NaCl ↔ Na+ + Cl-
На електродах відбуваються такі електрохімічні процеси:
На катоді: Na+ + ē → Na0 первинний продукт електролізу
На аноді: Cl- → СІ0 + ē первинний продукт електролізу
2Cl0 → СІ2 вторинний продукт електролізу
Приклад 2. Електроліз водного розчину хлориду натрію.
Склад електроліту: NaCl ↔ Na+ + Cl-
Н2О ↔ Н+ + ОН-
Електродні процеси:
На катоді: 2Н2О + 2ē → Н2↑ + 2ОН-
На аноді: 2Cl- → СІ2 + 2ē
У розчині залишаються йони Na+ і ОН- , які утворюють NaOH. Тому NaOH є вторинним продуктом цього процесу.
Приклад 3. Електроліз водного розчину сульфату калію.
Склад електроліту: K2SO4 ↔ 2K+ + SO42-
Н2О ↔ Н+ + ОН-
Електродні процеси:
На катоді: 2Н2О + 2ē → Н2↑ + 2ОН-
На аноді: 2Н2О -4ē О2↑ + 4Н+
За величиною електродних потенціалів на катоді йде відновлення водню з води, а не К+; на аноді йде окислення кисню із води, а не SO42-. Тому іони солі в цьому випадку просто є провідниками електричного струму. Вторинними продуктами будуть біля катоду – КОН, а біля аноду – Н2SO4.
Приклад 4. Електроліз водного розчину сульфату міді з розчинним мідним анодом.
Склад електроліту: CuSO4 ↔ Cu2+ + SO42-
Н2О ↔ Н+ + ОН-
Електродні процеси:
На катоді: Cu2+ + 2ē → Cu0 , катіони переходять на електрод, при цьому утворюють шар металевої міді.
На аноді: Cu0 -2ē Cu2+ , атоми міді з активного аноду окислюються переходячи у розчин у вигляді Cu2+. Спостерігається перехід речовини з аноду на катод.
З кількісної точки зору електроліз характеризується законами Фарадея.
Перший закон Фарадея.
Маси речовин, що виділяються під час електролізу на електродах, прямо
пропорційні кількості електрики пройденої крізь електроліт.
m = K ∙ Q
, де m – маса речовини у грамах;
Q – кількість електрики у кулонах;
К – електрохімічний еквівалент.
Кількість електрики дорівнює добутку сили струму (у амперах) на час (у секундах).
Q = I · t, тому
M = K · I · t
, де I – сила струму в амперах;
t – час у секундах.
Другий закон Фарадея.
При електролізі однакові кількості електрики виділяють на електродах еквівалентні маси речовин.
Наслідок з цього закону: щоб виділити на електроді один моль еквівалентів будь-якої речовини, треба витратити одну і ту кількість електрики (96500 кулонів). Це число називають числом Фарадея (F= 96500 Кл).
Математичне рівняння, що узагальнює закони Фарадея має вигляд: