ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

ХИМИЯ

 

Методические указания

к выполнению лабораторных работ

 

 

Иркутск 2005

 

 

Химия. Методические указания к выполнению лабораторных работ.

Составили: З.Н. Топшиноева, В.П. Зуева, А.Н. Волков, О.В. Лебедева. –Иркутск: 2005. - 34 с., ил.

 

Практикум по химии предназначен для студентов 1 курса, обучающихся по техническим направлениям и специальностям. Включает описание 11 лабораторных работ. Каждой лабораторной работе предшествует краткое теоретическое введение.

 

Библиогр. 5 назв. Рис. 1. Табл. 5.

 

Рецензент доцент кафедры химии Г.М. Белозерова

 

 

ОГЛАВЛЕНИЕ

1.	Основные классы неорганических соединений
2.	Определение молярной массы эквивалентов цинка
3.	Определение теплоты реакции нейтрализации
4.	Скорость химической реакции
5.	Химическое равновесие и его смещение
6.	Реакции в растворах электролитов
7.	Гидролиз солей
8.	Окислительно-восстановительные реакции
9.	Химические свойства металлов
10.	Электролиз
11.	Коррозия металлов

 

 

Лабораторная работа 1

ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Все вещества делятся на простые и сложные. Сложные вещества подразделяются на четыре важнейших класса: оксиды, кислоты, основания, соли.

Оксиды – это сложные вещества, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород в степени окисления -2.

Оксиды разделяются на несолеобразующие (N₂O, NO, SiO) и солеобразующие. Солеобразующие оксиды по химическим свойствам делятся на основные (Na₂O, CaO, MgO), кислотные (SO₂, SO₃, P₂O₅, Mn₂O₇, CrO₃) и амфотерные (ZnO, Al₂O₃, Cr₂O₃, PbO).

Оксиды взаимодействуют:

Основные оксиды	Кислотные оксиды
1. Взаимодействие с водой
Образуется основание Na2O + H2O = 2NaOH	Образуется кислота P2O5 + 3H2O = 2H3PO4
2. Взаимодействие с кислотой или основанием
При взаимодействии с кислотой образуется соль и вода CаO + 2HCl = CаCl2 + H2O	При взаимодействии с основанием образуется соль и вода CO2 + Ba(OH)2 = BaCO3 + H2O
Амфотерные оксиды взаимодействуют
С кислотами как основные PbO + 2HNO3 = Pb(NO3)2 + H2O	С основаниями как кислотные PbO + 2NaOH = Na2PbO2 + H2O
3. При взаимодействии основных и кислотных оксидов образуются соли
Na2O + CO2 = Na2CO3

 

Получаются оксиды взаимодействием простых и сложных веществ с кислородом, а также разложением некоторых кислородсодержащих веществ при нагревании:

2Са + O₂ = 2СаO

2ZnS + 3O₂ = 2ZnO + 2SO₂

Cu(OH)₂ = CuO + H₂O

 

Кислоты – сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка (H₂SO₄, HNO₃, HCl).

Кислоты взаимодействуют:

1. С основаниями с образованием соли и воды

2HNO₃ + Ca(OH)₂ = Ca(NO₃)₂ + 2H₂O

2. С основными оксидами с образованием соли и воды

2HCl + ВаO = ВаCl₂ + H₂O

3. С солями с образованием новой соли и новой кислоты

H₂SO₄ + Ba(NO₃)₂ = BaSO₄↓ + 2HNO₃

Одним из способов получения кислот является взаимодействие кислотного оксида с водой:

P₂O₅ + 3H₂O = 2H₃PO₄

Основания – сложные вещества, состоящие из атомов металла, связанных с одной или несколькими гидроксильными группами (NaOH, KOH, Cu(OH)₂).

Основания взаимодействуют:

1. С кислотами с образованием соли и воды

2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2H₂O

2. С кислотными оксидами с образованием соли и воды

2KOH + CO₂ = K₂CO₃ + H₂O

3. С солями с образованием новой соли и нового основания

NaOH + MgCl₂ = Mg(OH)₂↓ + 2NaCl

Растворимые в воде основания (щелочи) получают взаимодействием активных металлов или их оксидов с водой:

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂↑

BaO + H₂O = Ba(OH)₂

Нерастворимые в воде основания получают реакцией обмена:

Fe₂(SO₄)₃ + 6KOH = 2Fe(OH)₃↓ + 3K₂SO₄

Соли – это продукты замещения водорода в кислоте на металл или гидроксильных групп в основании на кислотный остаток. Соли бывают средние, кислые, основные.

Средние соли (К₂SO₄, Na₃PO₄) – это продукты полного замещения водорода в кислоте на металл:

H₂SO₄ + 2KOH = K₂SO₄ + 2H₂O

Кислые соли (Сa(HCO₃)₂, Nа₂НРО₄) – это продукты неполного замещения водорода в кислоте на металл:

KOH + H₂SO₄ = KHSO₄ + H₂O

Основные соли ((СuOH)₂СO₃, FeOHCl₂) – это продукты неполного замещения гидроксильной группы в основании на кислотный остаток:

Mg(ОН)₂ + HCl = MgOHCl + Н₂О

 

Выполнение работы

Опыт 1. Получение и свойства основных оксидов (групповой)

(Проводить в вытяжном шкафу!)

Возьмите пинцетом кусочек магниевой стружки и внесите в пламя спиртовки. После воспламенения сожгите его над фарфоровой чашкой. Собранный в чашке оксид магния поместите в две пробирки. В одну прилейте 1-2 мл воды, хорошо взболтайте и добавьте 1-2 капли фенолфталеина. Объясните появление окраски. В другую пробирку добавьте 1-2 мл разбавленной серной кислоты и нагрейте на спиртовке до растворения осадка.

Составьте уравнения реакций взаимодействия магния с кислородом, оксида магния с водой и серной кислотой. Какими свойствами, основными или кислотными, обладает оксид магния?

Опыт 2. Получение и свойства кислотных оксидов (групповой)

(Проводить в вытяжном шкафу!)

Поместите в металлическую ложечку кусочек серы величиной с горошину и нагрейте на пламени спиртовки. Когда сера загорится, поднесите к ней влажную индикаторную бумажку. В какой цвет она окрашивается? О каких свойствах оксида серы (IV), основных или кислотных, свидетельствует окраска индикатора?

Напишите уравнения реакций взаимодействия серы с кислородом, оксида серы (IV) с водой.

Опыт 3. Взаимодействие амфотерных оксидов с кислотами и щелочами

В две пробирки поместите немного оксида цинка и прилейте в одну пробирку соляной кислоты, а в другую – щелочи. Если осадок не растворяется, пробирку подогрейте.

Напишите уравнения реакций взаимодействия оксида цинка с кислотой и щелочью.

Опыт 4. Получение и свойства оснований

Налейте в пробирку 1-2 мл раствора сульфата никеля и прибавьте столько же щелочи NaOH. Наблюдайте образование студенистого осадка. Отметьте его цвет. Содержимое пробирки поделите на две части. Испытайте растворимость осадков в кислоте и щелочи. Сделайте вывод о свойствах гидроксида никеля (II).

Напишите уравнения реакций получения гидроксида никеля (II) и его растворения.

Опыт 5. Получение основных солей

К 1-2 мл раствора хлорида кобальта (II) добавьте концентрированный раствор щелочи до образования розового осадка гидроксида кобальта (II). К осадку прилейте по каплям раствор соляной кислоты. Наблюдайте образование синего осадка основной соли. Затем добавьте избыток кислоты до его растворения.

Напишите уравнения реакций получения гидроксида кобальта (II), основной соли CoOHCl и растворения ее в избытке кислоты.

Лабораторная работа 2

Выполнение работы

Один из методов определения молярной массы эквивалентов металла основан на реакции растворения металла в избытке кислоты и измерении объема выделившегося водорода. По объему водорода вычисляют его массу, а затем молярную массу эквивалентов металла.

Определение молярной массы эквивалентов металла производится в приборе, изображенном на рисунке. Прибор состоит из трех частей: колбы А, двугорлой склянки Вульфа Б и приемника В. Отверстия двугорлой склянки закрываются резиновыми пробками, через которые проходят стеклянные трубки: короткая, оканчивающаяся сразу под пробкой, и длинная, доходящая почти до дна склянки. Короткая стеклянная трубка соединяется резиновой трубкой с колбой А, а длинная - со стеклянной трубкой Г, опущенной в приемник В.

 

 

Работу следует выполнять в следующем порядке. Наполните водой двугорлую склянку. В колбу налейте 10-15 мл соляной кислоты. Закрепите колбу в горизонтальном положении. Получите у преподавателя навеску цинка и поместите ее в сухое горло колбы. Закройте колбу резиновой пробкой и проверьте герметичность прибора. Для этого откройте зажим Д и вдуйте воздух в прибор через стеклянную трубку Г. В приборе создается избыточное давление, вследствие чего вода из трубки Г вытекает. Когда давление внутри прибора станет равным атмосферному, вода из трубки перестанет течь. Закройте зажим Д. Если вода из трубки Г не уходит, прибор герметичен. Воду из приемника вылейте и поставьте его под трубку Г.

Наклоните колбу так, чтобы навеска цинка упала в кислоту, и откройте зажим. Водород, выделившийся при взаимодействии металла с кислотой, вытесняет воду из склянки Б в приемник В. Когда весь металл растворится, дайте прибору остыть, не закрывая зажима. Осторожно выньте из приемника трубку Г (следите, чтобы из нее не вылилась вода), измерьте мерным цилиндром объем воды в приемнике. Этот объем равен объему водорода, выделившегося при взаимодействии металла с кислотой. Запишите показания барометра и термометра. Исходные данные и результаты расчетов занесите в табл. 1.

 

Таблица 1

Вычисления

1. Вычислите массу выделившегося объема водорода, пользуясь уравнением Менделеева-Клапейрона:

где P - парциальное давление водорода; V - объем выделившегося водорода; m - масса водорода; M - молярная масса водорода; Т - температура опыта; R - универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/моль·К.

В нашем опыте водород собирается над водой и потому содержит водяной пар. Общее давление газа в приборе равно атмосферному, а складывается оно из парциальных давлений водорода и водяного пара. Для вычисления парциального давления водорода нужно из величины атмосферного давления вычесть величину давления насыщенного водяного пара при температуре опыта (табл.2). Р = Р₁ - Р₂.

2. Зная массу металла и массу водорода, по закону эквивалентов рассчитайте молярную массу эквивалентов цинка М_э,пр. (Zn).

3 Рассчитайте теоретическую молярную массу эквивалентов цинка М_э,т.(Zn).

4. Вычислите относительную ошибку опыта Е:

E = [(M_э,т. - M_э,пр.)/M_э,т.)] ∙ 100 %.

 

 

Таблица 2

Лабораторная работа 3

Выполнение работы

Для определения теплового эффекта реакции можно воспользоваться упрощенным калориметром, состоящим из двух стаканов - внешнего и внутреннего, между которыми имеется изоляция из фольги.

В сухой внутренний стакан калориметра с помощью бюретки налейте 25мл раствора соляной кислоты с концентрацией 1 моль/л. В другой сухой стакан налейте из бюретки 25мл раствора щелочи такой же концентрации. Опустите в раствор кислоты термометр. Запишите температуру и, не вынимая термометр из стакана, быстро влейте в кислоту щелочь. Осторожно помешивая раствор термометром, отметьте и запишите максимальную температуру. Эту температуру считайте конечной. Полученные данные запишите в таблицу.

 

Температура, К	Количество выделившейся теплоты ∆Н, кДЖ	∆Н0нейтр.практ, кДж/моль	∆Н0нейтр. теор, кДж/моль	Относит. ошибка опыта Е, %
начальная	конечная

 

 

Вычисления

1. Рассчитайте количество выделившейся при реакции теплоты АН по формуле

ΔH = -VdcΔT,

где V - общий объем раствора; d - плотность раствора; с - теплоемкость раствора; AT - разность между конечной и начальной температурами.

Примите плотность раствора после нейтрализации равной 1 г/мл, а тепло­емкость его, равной теплоемкости воды, т. е. 4,18 Дж/г-К.

2. Вычислите тепловой эффект реакции нейтрализации в расчете на 1 моль эквивалентов кислоты. Так как 1 моль эквивалентов НС1 содержится в 1 л (1000мл) раствора, а для реакции было взято 25 мл, то

3. Вычислите теоретическое значение теплоты реакции нейтрализации (АН _иейтр. _теор ) для уравнения (1). АН°₂98 образования Н⁺, ОБГ и Н₂0 соответственно равны 0, -230,2 и -285,8 кДж/моль.

4. Определите относительную ошибку опыта (Е)

 

Лабораторная работа 4

СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ

Скоростью реакции называется изменение концентрации какого-либо из веществ, вступающих в реакцию или образующихся при реакции, происходящее за единицу времени.

Скорость химических реакций зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, присутствия катализаторов.

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ выражается законом действия масс: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам. В общем случае для реакции

nA + mB = pАВ

зависимость скорости реакции выражается уравнением:

V = k C_Аⁿ×C_В^m

где C_А и C_В - концентрации реагирующих веществ; k - константа скорости реакции. Зависимость скорости реакции от температуры выражается правилом Вант-Гоффа: при повышении температуры на 10 градусов скорость химической реакции увеличивается в 2-4 раза:

где V₂ и V₁ - скорости реакций при температурах t₂ и t₁; γ - температурный коэффициент скорости реакции.

Выполнение работы

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ и температуры удобно исследовать на примере взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой:

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + SO₂↑+ S↓ + H₂O

Признаком реакции является помутнение раствора вследствие выделения серы. Время, которое проходит от начала реакции до заметного появления мути, позволяет судить об относительной скорости реакции.

Реагирующих веществ

С помощью бюреток заготовьте три раствора тиосульфата различной концентрации. С этой целью отмерьте в первую пробирку 6 мл раствора тиосульфата натрия, во вторую - 4 мл того же раствора и 2 мл воды, в третью - 2 мл того же раствора и 4 мл воды. В три другие пробирки отмерьте по 3 мл раствора серной кислоты. Быстро прилейте кислоту в первую пробирку и встряхните ее несколько раз. Отмерьте время от начала реакции до помутнения раствора. Также поступите с другими заготовленными растворами тиосульфата. Рассчитайте относительную скорость реакции по соотношению V = 100/τ. Результаты опыта внесите в табл. 1.

 

 

Таблица 1

№ п/п	Объем, мл	Относительная концентрация Na2S2O3, %	Время τ, с	Относительная скорость V=100/τ
Na2S2O3	H2O	H2SO4
				66,7
				33,3

 

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ выразите графически, откладывая на оси абсцисс относительную концентрацию, а на оси ординат - относительную скорость реакции. Какой линией выражается найденная зависимость? Проходит ли она через начало координат и почему?

Лабораторная работа 5

Выполнение работы

На химическое равновесие

Лабораторная работа 6

Выполнение работы

Лабораторная работа 7

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Гидролизом солей называется обменное взаимодействие ионов соли с водой, которое приводит образованию слабого электролита и сопровождается изменением pH среды.

Суть гидролиза заключается в следующем. При внесении в воду солей, в состав которых входят ионы слабых кислот или слабых оснований, эти ионы связываются с ионами H⁺ или OH^- из воды с образованием слабого электролита, в результате чего нарушается равновесие электролитической диссоциации воды H₂O ↔ H⁺ + OH^-. В растворе накапливаются ионы H⁺ или ОН^-, сообщая полученному раствору кислую или щелочную реакцию. Следовательно, гидролизу подвергаются соли, в состав которых входят катионы слабого основания или анионы слабой кислоты или те и другие одновременно. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой (KCl, LiNO₃, Na₂SO₄ и т.п.) гидролизу не подвергаются. В этом случае ни катион, ни анион соли не будут связывать ионы воды в малодиссоциированные продукты, поэтому равновесие диссоциации воды не нарушается. Реакция среды в растворах таких солей нейтральная (pH = 7).

Можно выделить три типа гидролиза:

1. Г и д р о л и з п о а н и о н у происходит в растворах солей, состоящих из анионов слабых кислот и катионов сильных оснований (KCN, Na₂CO₃, Cs₃PO₄ и т.п.) В качестве примера рассмотрим гидролиз цианида калия KCN. Эта соль образована сильным основанием KOH и слабой кислотой HCN. При растворении в воде KCN полностью диссоциирует на ионы K⁺ и CN^-. Катионы K⁺ не могут связывать ионы ОH^- воды, так как KOH - сильный электролит. Анионы же CN^- связывают ионы H⁺ воды, в результате чего в растворе появляются молекулы слабой кислоты HCN и гидроксид-ионы OH^-. Сокращенное ионное уравнение реакции гидролиза имеет вид

CN^- + H₂O ↔ HCN + OH^-

Для написания уравнения реакции в полной ионной форме прибавим к левой и правой частям уравнения ионы, не претерпевающие в результате гидролиза никаких изменений. В рассматриваемом примере - это катионы калия.

K⁺ + CN^- + H₂O ↔ HCN + K⁺ + OH^-

Молекулярное уравнение легко получить из полной ионной формы, соединяя ионы в молекулы с учетом знаков заряда

KCN + H₂O ↔ HCN + KOH

Далее при рассмотрении реакций гидролиза сохранен этот порядок записи уравнений: сокращенное ионное уравнение; полное ионное уравнение; молекулярное уравнение.

Если соль образована сильным основанием и многоосновной слабой кислотой, то гидролиз протекает ступенчато. Например, гидролиз Na₂S (NaOH - сильное основание, H₂S - слабая двухосновная кислота) протекает в две ступени:

I ступень S^2- + H₂O ↔ HS^- + OH^-

2Na⁺ + S^2- + H₂O ↔ Na⁺ + HS^- + Na⁺ + OH^-

Na₂S + H₂O ↔ NaHS + NaOH

II ступень HS^- + H₂O ↔ H₂S + OH^-

Na⁺ + HS^- + H₂O ↔ H₂S + Na⁺ + OH^-

NaHS + H₂O ↔ H₂S + NaOH

При комнатной температуре гидролиз проходит только по первой ступени, поскольку HS^- (продукт первой ступени) более слабый электролит, чем H₂S (продукт второй ступени).

При гидролизе солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием, в растворе создается избыток гидроксид-ионов, и реакция раствора будет щелочной (pH > 7).

2. Г и д р о л и з п о к а т и о н у происходит в растворах солей, состоящих из катионов слабых оснований и анионов сильных кислот (NH₄Cl, CuSO₄, FeCl₃ и т.п.). Рассмотрим гидролиз ZnSO₄ - соли слабого двукислотного основания Zn(OH)₂ и сильной кислоты H₂SO₄. В этом случае катион Zn²⁺ связывает гидроксид-ионы воды, образуя катионы основной соли (ZnOH)⁺. Образование молекулы Zn(OH)₂ не происходит, так как ионы (ZnOH)⁺ диссоциируют намного труднее, чем молекулы Zn(OH)₂. В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени. Ионы SO₄^2- с ионами H⁺ слабого электролита не образуют. Таким образом соль гидролизуется по катиону:

Zn²⁺ + H₂O ↔ ZnOH⁺ + H⁺

2Zn²⁺ + 2SO₄^2- + 2H₂O ↔ 2ZnOH⁺ + SO₄^2- + 2H⁺ + SO₄^2-

2ZnSO₄ + 2H₂O ↔ (ZnOH)₂SO₄ + H₂SO₄

В результате гидролиза такой соли в растворе образуется избыток ионов H⁺, т.е. pH < 7.

3. Г и д р о л и з п о а н и о н у и к а т и о н у одновременно происходит в растворах солей, образованных слабыми основаниями и слабыми кислотами (NH₄NO₂, Al₂S₃, Fe(CH₃COO)₃ и т.п.). В этом случае с водой взаимодействует как катион слабого основания, так и анион слабой кислоты, например

NH₄⁺ + CH₃COO^- + H₂O ↔ NH₄OH + CH₃COOH

NH₄CH₃COO + H₂O ↔ NH₄OH + CH₃COOH

Гидролиз идет по катиону и аниону, среда близка к нейтральной. pH ~ 7.

Как правило, гидролиз - обратимый процесс: протеканию реакции до конца препятствует обратная реакция нейтрализации. Практически необратимо гидролизуются только те соли, продукты гидролиза которых уходят из раствора в виде нерастворимых или газообразных соединений. Необратимо гидролизующиеся соли невозможно получить в результате реакции обмена в водных растворах. Например, вместо ожидаемого Cr₂S₃ при смешивании растворов CrCl₃ и Na₂S образуется осадок Cr(OH)₃ и выделяется газообразный H₂S.

2CrCl₃ + 3Na₂S + 6H₂O = 6NaCl + 2Cr(OH)₃↓ + 3H₂S↑

На равновесие гидролиза влияют температура и концентрация. Смещение равновесия гидролиза происходит в соответствии с принципом Ле Шателье. Гидролиз - это реакция, обратная нейтрализации, а нейтрализация - экзотермический процесс, следовательно, гидролиз - эндотермический. Поэтому увеличение температуры усиливает гидролиз (то есть смещает равновесие вправо). При постоянной температуре равновесие гидролиза можно сместить вправо (усилить гидролиз), разбавляя раствор водой и удаляя продукты гидролиза. Гидролиз подавляется (равновесие смещается влево), если увеличить концентрацию продуктов гидролиза.

 

Выполнение работы

Лабораторная работа 8

Выполнение работы

Проделайте следующие опыты, напишите уравнения реакций. Укажите в каждой реакции окислитель, восстановитель, среду, процессы окисления и восстановления. Расставьте коэффициенты.

Опыт 1. Влияние среды на

Лабораторная работа 9

Выполнение работы

Серной кислоты на металлы

- В три пробирки налейте по 2-3 мл разбавленной серной кислоты и опустите в одну из них кусочек железа, в другую - цинка, в третью - меди. Какие металлы реагируют с кислотами? Напишите уравнения реакций.

- (Проводить под тягой!) В две пробирки налейте по 2-3 мл концентрированной серной кислоты. В одну из них опустите кусочек цинка, в другую - кусочек меди. Обе пробирки слегка нагрейте. Наблюдайте выделение серы и по запаху определите выделяющийся газ в первой пробирке. Какой газ выделяется во второй пробирке? Напишите уравнения реакций.

 

Азотной кислоты на металлы

- (Проводить под тягой!) В две пробирки налейте по 2-3 мл разбавленной азотной кислоты и опустите в одну из них кусочек цинка, в другую - кусочек меди. Слегка нагрейте обе пробирки. Наблюдайте выделение газа. Напишите уравнения происходящих реакций.

- (Проводить под тягой!) В две пробирки налейте по 2-3 мл концентрированной азотной кислоты и опустите в одну из них кусочек цинка, в другую -кусочек меди. Какой газ выделяется? Напишите уравнения реакций.

Лабораторная работа 10

ЭЛЕКТРОЛИЗ

Электролизом называется совокупность процессов, протекающих при прохождении постоянного электрического тока через систему, состоящую из двух электродов и расплава или раствора электролита.

Если в раствор электролита погрузить электроды и подключить их к внешнему источнику постоянного тока, то ионы в растворе получают направленное движение. К аноду (положительному электроду) движутся анионы (кислотные остатки, OH^-). К катоду (отрицательному электроду) движутся катионы (Мⁿ⁺, H⁺). Молекулы воды сильно полярны и поэтому могут притягиваться и к катоду и к аноду.

У анода восстановитель отдает электроны (в сеть) и окисляется. У катода окислитель присоединяет электроны (из сети) и восстанавливается.

На катоде в первую очередь восстанавливаются катионы, имеющие наибольшее значение электродного потенциала. Металлы, стоящие в начале ряда напряжения по алюминий включительно, на катоде из водных растворов не вы-

деляются. В этом случае на катоде разряжается вода:

2H₂O + 2e → H₂ + 2OH^-

В случае, когда катионы металлов расположены в ряду напряжений между алюминием и водородом, они могут восстанавливаться на катоде одновременно с молекулами воды.

Катионы металлов, которые в ряду напряжений находятся за водородом, при электролизе практически полностью восстанавливаются на катоде и выделяются в виде металла.

На аноде в первую очередь окисляются анионы с наименьшим значением электродного потенциала. Различают электролиз с нерастворимым (инертным) и растворимым (активным) анодами. Инертным называется анод, материал которого в ходе электролиза не окисляется (графит, платиновые металлы, титан). Активным называется анод, материал которого может окисляться в ходе электролиза.

На инертном аноде при электролизе растворов электролитов с кислородсодержащими анионами (SO₄^2-, PO₄^3-, NO₃^-), а также фторид-ионами на аноде происходит электрохимическое окисление воды:

2H₂O - 4e → 4H⁺ + O₂

Если анионы электролита бескислородны (Cl^-, Br^-, I^-, S^2-), то они и разряжаются на аноде в ходе электролиза. Активный (растворимый) анод при электролизе окисляется - переходит в раствор в виде ионов.

Рассмотрим несколько случаев электролиза водных растворов солей.

Э л е к т р о л и з р а с т в о р а C u C l ₂ c и н е р т н ы м а н о д о м

Медь в ряду напряжений расположена после водорода, поэтому у катода будет происходить разряд ионов Cu²⁺ и выделение металлической меди. У анода будут окисляться хлорид-ионы.

Схема электролиза раствора хлорида меди (II)

CuCl₂ = Cu²⁺ + 2Cl^-

Катод ← Cu²⁺, H₂O Анод ← Cl^-, H₂O

Cu²⁺ + 2e → Cu⁰ 2Cl^- - 2e → Cl₂

Э л е к т р о л и з р а с т в о р а K N O ₃ с и н е р т н ы м а н о д о м

Поскольку калий в ряду напряжений стоит значительно раньше водорода, то катионы K⁺ не будут восстанавливаться на катоде. Кислородсодержащие анионы NO₃^- не будут окисляться на аноде. В этом случае на катоде и аноде восстанавливаются и окисляются молекулы воды. При этом в катодном пространстве будут накапливаться ионы OH^-, образующие с ионами K⁺ щелочь KOH, а в анодном пространстве накапливаются ионы H⁺, образующие с ионами NO₃^- кислоту HNO₃.

Схема электролиза нитрата калия

KNO₃ = K⁺ + NO₃^-

Катод ← K⁺, H₂O Анод ← NO₃^-, H₂O

2H₂O + 2e → H₂ + 2OH^- 2H₂O - 4e → O₂ + 4H⁺

K⁺ + OH^- → KOH H⁺ + NO₃^- → HNO₃

Э л е к т р о л и з р а с т в о р а N i S O ₄ с н и к е л е в ы м а н о д о м

В этом случае сам анод окисляется, а на катоде процесс протекает так же, как и при электролизе растворов с инертным анодом.

Схема электролиза сульфата никеля

Катод ← Ni²⁺, H₂O Анод никелевый ← SO₄^2-, H₂O

Ni²⁺ + 2e → Ni⁰ Ni⁰ - 2e → Ni²⁺

Выполнение работы

Лабораторная работа 11

КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ

Коррозией называется самопроизвольное разрушение металлов под воздействием окружающей среды. Коррозия представляет собой окислительно-восстановительный гетерогенный процесс, происходящий на поверхности раздела фаз. По механизму протекания коррозионного процесса различают химическую и электрохимическую коррозию.

Химической коррозией называется окисление металла, не сопровождающееся возникновением электрического тока в системе. Такой механизм наблюдается при взаимодействии металлов с агрессивными газами при высокой температуре (газовая коррозия) и с органическими жидкими неэлектролитами (коррозия в неэлектролитах).

Электрохимической коррозией называется разрушение металла в среде электролита, сопровождающееся возникновением внутри системы электрического тока. Электрохимическая коррозия протекает по механизму действия гальванического элемента. На поверхности металла одновременно протекают два процесса:

анодный – окисление металла:

М – nе → Mⁿ⁺ ,

катодный – восстановление окислителя:

Ox + ne → Red.

Наиболее распространенными окислителями при электрохимической коррозии являются молекулы O₂ воздуха и ионы H⁺ электролита. Восстановление на катоде молекул и ионов протекает по уравнениям:

O₂ + 2H₂O + 4e = 4OH^‾ - в щелочной или нейтральной среде,

2H⁺ + 2e = H₂ - в кислой среде.

Металлы, применяемые в технике, содержат примеси других металлов, поэтому при соприкосновении с раствором электролита на их поверхности образуется большое количество непрерывно действующих микрогальванических элементов. Разрушается более активный металл. Например, при контакте железа с медью в растворе электролита - соляной кислоты - возникает гальванический элемент

(анод) Fe | HCl | Cu (катод)

и происходит электрохимическая коррозия.

На аноде происходит процесс окисления: Fe - 2e = Fe²⁺

На катоде - процесс восстановления: 2H⁺ + 2e = H₂

В результате железо разрушается в месте контакта, а на меди выделяется водород.

При контакте железа с медью во влажном воздухе образуется гальванический элемент

Fe | H₂O,О₂ | Cu

и процесс коррозии выражается уравнениями:

на аноде: Fe - 2e = Fe²⁺

на катоде: O₂ + H₂O + 4e = 4OH^-

2Fe + O₂ + 2H₂O = 2Fe(OH)₂

Под влиянием кислорода воздуха гидроксид железа (II) окисляется по уравнению: 4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O = 4Fe(OH)₃

Методы защиты металлов от коррозии весьма разнообразны. Важнейшими являются защитные покрытия металлов, легирование металлов, изменение свойств коррозионной среды, электрохимическая защита. Защитные покрытия изолируют металл от внешней среды и могут быть неметаллическими (лаки, краски, эмали) и металлическими. Различают катодные и анодные металлические покрытия. Покрытие защищаемого металла менее активным металлом называется катодным, например, луженое железо. Покрытие защищаемого металла более активным называется анодным, например, оцинкованное железо. В случае нарушения целостности покрытий и наличия раствора электролита разрушается более активный металл. Так, в случае хромированного железа будет разрушаться хром:

Cr | HCl | Fe

на аноде: Cr - 3e = Cr³⁺

на катоде: 2H⁺ + 2e = H₂

В случае никелированного железа разрушается железо:

Fe | HCl | Ni

на аноде: Fe - 2e = Fe²⁺

на катоде: 2H⁺ + 2e = H₂

Выполнение работы

Опыт 1. Влияние образования гальванической пары на процесс

Список литературы

1. Глинка Н.Л. Общая химия. – М.: Интеграл – Пресс, 2002. – 728 с.

2. Коровин Н.В. Общая химия. – М.: Высш. шк., 2000. – 558 с.

3. Коровин Н.В., Мингулина Э.И., Рыжова Н.Г. Лабораторные работы по химии. - М.: Высш. шк., 2001. – 256 с.

4. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии - М.: Интеграл-Пресс, 2002. – 240 с.

ХИМИЯ

 

Методические указания

к выполнению лабораторных работ

 

 

Иркутск 2005

 

 

Химия. Методические указания к выполнению лабораторных работ.

Составили: З.Н. Топшиноева, В.П. Зуева, А.Н. Волков, О.В. Лебедева. –Иркутск: 2005. - 34 с., ил.

 

Практикум по химии предназначен для студентов 1 курса, обучающихся по техническим направлениям и специальностям. Включает описание 11 лабораторных работ. Каждой лабораторной работе предшествует краткое теоретическое введение.

 

Библиогр. 5 назв. Рис. 1. Табл. 5.

 

Рецензент доцент кафедры химии Г.М. Белозерова

 

 

ОГЛАВЛЕНИЕ

1.	Основные классы неорганических соединений
2.	Определение молярной массы эквивалентов цинка
3.	Определение теплоты реакции нейтрализации
4.	Скорость химической реакции
5.	Химическое равновесие и его смещение
6.	Реакции в растворах электролитов
7.	Гидролиз солей
8.	Окислительно-восстановительные реакции
9.	Химические свойства металлов
10.	Электролиз
11.	Коррозия металлов

 

 

Лабораторная работа 1

ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Все вещества делятся на простые и сложные. Сложные вещества подразделяются на четыре важнейших класса: оксиды, кислоты, основания, соли.

Оксиды – это сложные вещества, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород в степени окисления -2.

Оксиды разделяются на несолеобразующие (N₂O, NO, SiO) и солеобразующие. Солеобразующие оксиды по химическим свойствам делятся на основные (Na₂O, CaO, MgO), кислотные (SO₂, SO₃, P₂O₅, Mn₂O₇, CrO₃) и амфотерные (ZnO, Al₂O₃, Cr₂O₃, PbO).

Оксиды взаимодействуют:

Основные оксиды	Кислотные оксиды
1. Взаимодействие с водой
Образуется основание Na2O + H2O = 2NaOH	Образуется кислота P2O5 + 3H2O = 2H3PO4
2. Взаимодействие с кислотой или основанием
При взаимодействии с кислотой образуется соль и вода CаO + 2HCl = CаCl2 + H2O	При взаимодействии с основанием образуется соль и вода CO2 + Ba(OH)2 = BaCO3 + H2O
Амфотерные оксиды взаимодействуют
С кислотами как основные PbO + 2HNO3 = Pb(NO3)2 + H2O	С основаниями как кислотные PbO + 2NaOH = Na2PbO2 + H2O
3. При взаимодействии основных и кислотных оксидов образуются соли
Na2O + CO2 = Na2CO3