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 реак-ций в ионной и молекулярной формах. Составить электронные балансы.
СВЕДЕНИЯ ИЗ ТЕОРИИ
Азотная кислота относится к числу очень сильных электролитов. Наи-более 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 свой-ствами.
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 концен-трированную азотную кислоту. Нагрейте пробирку на спиртовке в течение 3 минут с начала кипения раствора при взбалтывании. Наблюдайте образова-ние 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, бурею-щего 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. Окра-ска перманганата KMnO4 исчезает, что обусловлено переходом семивалент-ного марганца в двухвалентный.
Составьте электронный баланс. Напишите уравнение реакции в моле-кулярной и ионной формах.
4. Открытие иона NH4+
В пробирку налейте 1-2 мл раствора хлористого аммония (NH4Сl) и до-бавьте около 1 мл концентрированного раствора щелочи (NaOH). Нагрейте. Осторожно понюхайте выделяющийся газ. Подержите над отверстием про-бирки смоченную водой красную лакмусовую бумажку. Что происходит? Смочите стеклянную палочку концентрированной соляной кислотой и под-несите к отверстию пробирки. Что наблюдается? Напишите уравнения реак-ций.
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 окис-лительные 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 метал-лами. Составить электронные балансы и написать уравнения окислительно-восстановительных реакций (ОВР) в соответствии с правилом. Перед выпол-нением работы следует изучить общетеоретический материал по данной теме (ОВР), используя лекции и учебники.
СВЕДЕНИЯ ИЗ ТЕОРИИ
Взаимодействие металлов с кислотами и щелочами – это окислительно-восстановительный процесс, зависящий как от активности металла, так и от свойств и концентрации кислоты и щелочи.
В соответствии с электронным строением атомов, металлы являются восстановителями.
При действии кислоты на металл в роли окислителя выступает ион во-дорода 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).
В этом 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 метал-лами до бурого газа NO2. Разбавленная кислота восстанавливается малоак-тивными металлами (правее водорода) до оксида азота NO, а более актив-ными 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 во-дорода 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 при-лейте 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 концентриро-ванной серной кислоты, нагреть до кипения и кипятите 2-3 минуты. Наблю-дайте изменение цвета раствора и выделение газа.
К отверстию пробирки поднести бумагу, смоченную раствором фукси-на, который в присутствии SO2 (сернистого газа) изменяет свою окраску. На-блюдайте эти изменения.
Напишите уравнение реакции взаимодействия меди с кислотой в ион-ной 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 при-лейте 1-2 мл концентрированной соляной кислоты, во вторую – концентри-рованной серной кислоты, а в третью – разбавленной серной кислоты. На-грейте до начала течения реакции. Какой газ выделяется в каждой из проби-рок?
К содержимому первой пробирки (предварительно охладив), прилейте 0,5 мл раствора феррацианида калия K3[Fe(CN)6] и слегка встряхните. Появ-ление 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 рода-нида аммония NH4CNS и слегка встряхнуть. Появление интенсивной крас-ной 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 щело-чи. 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 про-бирок зажженную спичку. Что наблюдается?
Напишите уравнение происходящих реакций, имея в виду, что образу-ются 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 дан-ные 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 по-ведение металлов при прохождении электрического тока через границу ме-талл - электролит.
Рабочее задание: выполнить опыты по коррозии металлов, гальвани-ческому элементу, электролизу и написать электродные реакции, изучив лек-ционные 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 кристал-лической решетки металла. В результате часть ионов переходит в раствор, т.е. происходит реакция окисления металла и его поверхность заряжается от-рицательно 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 устанавли-вается подвижное окислительно-восстановительное равновесие
Me + mH2O « Me n+ · (H2O)m+ ne. (3)
В результате такого взаимодействия металла с электролитом часть гид-ратированных ионов Men+ · m(H2O) переходит в раствор и заряжает его по-ложительно, а поверхность металла заряжается отрицательно оставшимися в нем избыточными электронами. Поэтому на границе металл - электролит воз-никает двойной электрический слой, подобный конденсатору, с соответст-вующей разностью потенциалов, которая называется электродным потенциа-лом.
68
В стандартных условиях – Р = 101 кПа, Т = 298 К, аМе = 1 моль/л (а – активность, т.е. активная концентрация ионов металла) – потенциал ме-талла 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
EMe /Me = E0Me /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 нату-рального логарифма к десятичному, получим
EMe /Me= E Me /Me + 0,059/n ´ lgаMen+. (5) Для разбавленных растворов а » с, поэтому в формулу (5) можно вме-
сто активности а поставить концентрацию иона, С Men+ .
2. Ряд стандартных электродных потенциалов (ряд СЭП)
По своей химической активности металлы располагаются в ряд, назы-ваемый рядом стандартных электродных потенциалов металлов. Количест-венной характеристикой их восстановительной способности, т.е. способности отдавать электроны, являются стандартные электродные потенциалы.
Ряд СЭП позволяет сделать следующие выводы относительно химиче-ских свойств металлов.
Каждый металл способен вытеснить из растворов солей все металлы, стоящие в ряду потенциалов правее его, т.е. металлы, имеющие большую ал-гебраическую величину стандартного электродного потенциала.
Следовательно, каждый металл является восстановителем по отноше-нию к ионам всех металлов, стоящих правее его в ряду потенциалов.
Водород из разбавленных кислот может быть вытеснен только метал-лами, электродные потенциалы которых имеют знак минус.
Алгебраическая величина стандартного электродного потенциала ме-талла характеризует одновременно восстановительную способность его ато-мов 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
n+
n+
0n+
n+
рицательном электроде-аноде (А) происходит реакция окисления, а освобо-дившиеся за счет этого электроны переходят по внешней цепи на положи-тельный электрод-катод (К), где происходит реакция восстановления.
Работа гальванического элемента, протекающая обычно в изотермиче-ских условиях, т.е. при постоянном давлении и температуре, является само-произвольным процессом. Поэтому в ходе его происходит уменьшение энер-гии Гиббса (D G), равное максимальной работе элемента (Ам)
Ам = nFE0, (6)
где Е0 – стандартная ЭДС гальванического элемента.
Ам = – DG, (7)
где DG0 – энергия Гиббса в стандартных условиях.
–DG0 = nFE0, тогда (8) Е0 = –DG0/nF . (9)
Используя табличные значения DG0 для веществ - участников реакций, можно рассчитать энергию Гиббса и ЭДС для любой окислительно-восстановительной системы.
Например, для элемента ГРЕНЭ (1856 г.) токообразующая реакция в ионной форме имеет вид
3 Zn0 + Cr2O72– + 14H+= 2Cr3+ + 3 Zn2+ + 7H2O. (10)
Согласно справочнику “Термические константы веществ”, (вып. 6 - 1972 г.; вып. 7 - 1974 г.) DG0 (кДж/моль) имеют значения: для
Cr2O72– - (-1306,3); для Сr3+ - (-222,8); для Zn2+ - (- 147,02); для Н2О – (-237).
Тогда DG реакции = DG0 продуктов реакции - DG0 исходных ве-ществ:
(-2·222,8) + (-3·147,2) + (-7·237) – (-1306,3) = -1239,3 кДж/моль = = - 1239,3 кВт.С/моль.
Согласно уравнению (9), стандартное значение ЭДС этого элемента Е0 равно (в реакции участвуют 6 электронов)
= =2,1
Е
0 -1239,300Вт×с/моль
6е×96484Л×с/моль
В.
С другой стороны, Е элемента определяется величинами электродных потенциалов анода (ЕА), катода (ЕК) и равна в стандартных условиях
70
Е0 = Е0к(+) – ЕА(–) , (11)
где Е0 к(+) = +1,33В, Е0 A(–) = - 0,76В.
Помимо теоретического расчета Е элемента можно измерить практиче-ски высокоомным вольтметром, имеющим высокое входное сопротивление.
4. Электрохимическая коррозия
Электрохимическая коррозия как работа гальванического элемента яв-ляется самопроизвольным процессом, поэтому протекает с уменьшением энергии Гиббса системы. Результат ее определяется работой короткозамкну-того коррозионного элемента (коррозионной пары электродов: анод, А (–); катод, К (+)). Коррозионная пара возникает в результате какой-либо неодно-родности поверхности металлической детали или конструкции, находящейся в контакте с электролитом.
За счет разности потенциалов Е = ЕК(+) – ЕА(–) возникает внутренний коррозионный ток. При прохождении его через границу металл - электролит на аноде – отрицательном электроде происходит процесс окисления металла до ионов с переходом их в коррозионную среду или с образованием нерас-творимых продуктов коррозии (оксидов, гидроксидов, солей).
На катоде – положительном электроде - происходит восстановление ионов водорода в кислой среде (коррозия с водородной деполяризацией) или восстановление кислорода в нейтральной и щелочной средах (коррозия с ки-слородной деполяризацией).
Для защиты металлов от коррозии часто применяют металлические за-щитные покрытия. По своему защитному действию они подразделяются на анодные и катодные. Рассмотрим, например, поведение системы – сталь, по-крытую никелем, находящуюся в контакте с нейтральным раствором NaCl, с растворенным в нем кислородом.
Рис. Образование коррозионного элемента
В случае целостности покрытия основной металл – сталь - защищен механически от электролита и от коррозии более стойким металлом-никелем. При нарушении сплошности покрытия открывается доступ электролита к ос-новному металлу и возникает коррозионный элемент (см. рис.). Его можно
71
показать электрохимической схемой, подобной схеме гальванического эле-мента,
Е0 = - 0,44В Е0= -0,24В А (–) Fe | NaCl, O2, H2O | Ni (+) K .
Так как стандартный потенциал (Е0) железа более отрицателен (-0,44В), чем у никеля, то железо будет легче окисляться и будет служить отрицатель-ным электродом-анодом, с протекающей на нем реакцией окисления
А (–) Fe – 2e ® Fe2+.
Ионы железа Fe2+ переходят в электролит. Электроны, освободившиеся в анодной реакции, переходят с поверхности анода на поверхность катода.
Потенциал никеля более положителен (Е0 = – 0,24В), чем у основного металла. Поэтому в процессе коррозии покрытие служит положительным электродом – катодом и называется катодным покрытием. На его поверхно-сти в данном примере будет происходить восстановление кислорода
К (+) О2 + 4е + 2Н2О = 4ОН–.
Появившиеся гидроксогруппы будут соединяться с ионами железа. Суммарная реакция в коррозионном процессе имеет вид
2Fe + O2 + 2 H2O = 2Fe(OH) 2.
Под действием кислорода гидроксид (Fe2+) окисляется до гидроксида (Fe3+) и в дальнейшем превращается в гидратированную окись железа
4Fe(OH) 2 + O2 + 2H2O = Fe(OH) 3, 2Fe(OH) 3 ® Fe2O3 ·3H2O.
Как видно, при нарушении целостности катодного покрытия его за-щитные свойства не сохраняются, и оно не только не защищает сталь от кор-розии, но даже способствует ее протеканию.
Аналогично можно показать защитные свойства анодного покрытия и их сохранение при нарушении покрытия.
5. Электролиз
Электролизом называется совокупность гетерогенных окислительно-восстановительных реакций, происходящих на электродах при прохождении электрического тока через границу электрод/электролит от внешнего источ-ника тока (ИТ).
72
Электролиз является вынужденным электрохимическим процессом в отличие от электрохимической коррозии – самопроизвольного процесса.
Электрод, присоединенный к положительному полюсу ИТ, является положительным электродом - анодом А(+).
Электрод, присоединенный к отрицательному полюсу ИТ, является от-рицательным электродом – катодом К(–).
Электролит диссоциирует на ионы. Положительно заряженные ионы переходят под действием электрического поля источника тока к отрицатель-но заряженному электроду катоду, поэтому называются катионами. Отрица-тельно заряженные ионы – к положительно заряженному электроду, аноду и называются анионами.
На аноде происходит отдача электронов химическими частицами: мо-лекулами, атомами, ионами, то есть окисление веществ.
Электроны, освободившиеся в анодной реакции, с поверхности анода по внешней цепи, через ИТ поступают на поверхность катода.
На катоде происходит присоединение электронов восстанавливающим-ся веществом, окислителем, то есть идет реакция восстановления.
Очередность возможных на электродах реакций определяется соотно-шением их потенциалов.
На аноде в первую очередь или с наибольшей скоростью происходит реакция окисления восстановителя с более отрицательным потенциалом, ко-гда легче отнять электроны.
На катоде в первую очередь будет происходить реакция восстановле-ния окислителя, которой соответствует более положительный потенциал.
Если электролизу подвергаются растворы солей очень активных метал-лов, расположенных в ряду активности от калия до циркония, то на катоде происходит восстановление молекул воды; при электролизе растворов солей металлов, расположенных правее циркония, восстанавливаются катионы ме-талла взятой соли.
Различают электролиз с растворимым и нерастворимым анодом.
В случае электролиза с растворимым анодом (медь, никель, цинк и др. металлы) материал анода, выполняя роль токоподвода с электронной проводимостью, подвергается электрохимическому окислению под дейст-вием электрического тока: в виде ионов переходит в раствор. Масса анода убывает.
В случае нерастворимых анодов (уголь, графит, платина) материал анода не подвергается электрохимическому окислению, масса анода не убы-вает. Тогда окисляются анионы бескислородных кислот в следующем поряд-ке: I–, Br–, Cl–, затем гидроксогруппы ОН– и молекулы воды.
Анионы кислородсодержащих кислот: SO42–, PO43–, CO32– и др. перено-сят ток, подходят к аноду, но не окисляются. Вместо них на нерастворимом аноде окисляются молекулы воду, если отсутствуют другие анионы.
73
ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
1. Ряд стандартных электродных потенциалов
В пробирки налейте растворы нитрата свинца Pb(NO3)2, сульфата меди CuSO4, хлорида железа FeCl3.
Опустите в пробирки кусочки (или проволочки) металлов в следующем порядке:
1. Нитрат свинца
2. Нитрат свинца 3. Сульфат меди 4. Сульфат меди 5. Хлорид железа
6. Сульфат меди
- железо
- цинк
- железо - цинк
- медь
- алюминий
Через 1-2 мин наблюдайте выделение металла из раствора соли. Про-бирку с раствором нитрата свинца и опущенным в него кусочком железа сле-дует нагревать в течение 2-х минут, после чего можно заметить, что блестя-щая поверхность железа покрылась серым матовым налетом металлического свинца.
Установите, какой из взятых металлов является более активным. Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций. Расположите
взятые металлы в ряд по активности, указав значения их СЭП. Подсчитайте Е0 реакции.
2. Гальванический элемент ГРЕНЭ
Исследуйте гальванический элемент со следующей электрохимиче-ской схемой
цинковый электрод | (–)А Zn
0,01 М раствор серной кислоты с добавкой
К2Cr2O7 (деполяризатор)
| угольный электрод С К(+)
Присоедините провода от пластин гальванического элемента к гальва-нометру. Наблюдайте наличие электрического тока. Дайте объяснение, какие окислительно-восстановительные процессы протекают на электродах гальва-нического элемента?
74
Напишите молекулярное и ионное уравнения суммарной реакции, про-текающей при работе данного гальванического элемента. Измерьте напря-жение на клеммах элемента, сравните его с теоретическим значением ЭДС в стандартных условиях.
3. Электрохимическая коррозия
3.1. Образование коррозионной пары при атмосферной коррозии
Опустите хорошо очищенный от окиси кусок алюминия на 1-2 минуты в раствор азотнокислой ртути Hg(NO3)2, после чего промойте водой и оставь-те лежать на воздухе. Через некоторое время наблюдайте образование про-дукта коррозии – рыхлых хлопьев гидроокиси алюминия. Дайте объяснение процессу образования коррозионной пары. Покажите рисунком, электрохи-мической схемой, напишите ионные уравнения электродных реакций и сум-марное уравнение процесса атмосферной коррозии.
3.2. Защитные свойства металлических покрытий
Налейте в два стаканчика до метки раствора серной кислоты и по две капли раствора красной кровяной соли K3 [Fe(CN) 6]. В один из стаканчиков опустите пластинку оцинкованного железа, в другой – луженого железа, предварительно нанеся на эти пластины царапины.
В каком стаканчике наблюдается через несколько минут интенсивное синее окрашивание (присутствие иона 2-валентного железа)? Объясните за-щитные свойства анодного и катодного видов покрытий с помощью рисун-ков. Напишите электродные и суммарные уравнения реакций.
4. Электролиз
4.1. Электролиз с нерастворимым анодом
В U-образную трубку налейте до метки раствора йодистого калия KI, добавив в одно колено 1-2 капли крахмала, в другое – 2-3 капли раствора фе-нолфталеина.
Вставив в оба колена трубки угольные электроды, причем, электрод, опущенный в раствор йодистого калия с добавкой крахмала, сделайте анодом (положительный электрод), а другой электрод – катодом (отрицательный электрод). Включите постоянный электрический ток. Наблюдайте через 2-3 минуты окрашивание раствора у катода, анода. Дайте объяснение с помощью рисунков. Составьте схему электролиза водного раствора KI. Напишите ре-акции на электродах.
75
4.2. Электролиз с нерастворимым анодом
В U-образную трубку налейте до метки раствор сернокислой меди CuSO4. Вставьте в оба колена трубки угольные электроды и включите посто-янный электрический ток. Пропускайте ток в течение 4-5 минут.
Что выделяется на электродах? Дайте объяснение. Составьте схему электролиза раствора сернокислой меди. Напишите реакции на электродах.
4.3. Электролиз с растворимым анодом
Присоедините электрод с отложившейся в предыдущем опыте медью к положительному полюсу источника тока, а другой электрод – к отрицатель-ному полюсу. Пропускайте постоянный электрический ток. Составьте схему электролиза водного раствора сернокислой меди при медном аноде. Напиши-те реакции на аноде и катоде.
По результатам экспериментов составьте отчет. Опишите сущность электрохимических процессов, ответьте на контрольные вопросы.
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
1. Какие известны электрохимические свойства металлов и электро-химические процессы?
2. В чем сущность явления возникновения потенциалов на границе металл - электролит?
3. Как возникает и протекает процесс электрохимической коррозии в опытах?
4. Как организуется и протекает процесс электролиза с нераствори-мым и растворимым анодами? В чем отличие электролиза от кор-розии?
5. В чем сущность работы химического источника тока на примере элемента Гренэ?
БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК
1. Коровин Н.В. Курс общей химии. - М.: Высшая школа, 2001. – С. 260-278, 310-338.
2. Глинка Н.Л. Общая химия.//Под ред. А.И. Ермакова. – М.: Интеграл-Пресс, 2003. –С.268-288, 677-693.
76
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №27