Архитектура Аудит Военная наука Иностранные языки Медицина Металлургия Метрология
Образование Политология Производство Психология Стандартизация Технологии


ПРАВИЛА ПО ТЕХНИКЕ БЕЗОПАСНОСТИ



ISBN 978-5-98276-393-8

 

Приведены материалы для выполнения лабораторных работ по курсу общей химии. Изложен теоретический материал и дано описание экспериментального выполнения семи лабораторных работ по разделам: «Окислительно-восстановительные и электрохимические процессы» (окислительно-восстановительные реакции, гальванический элемент, электролиз), «Коррозия и защита металлов» (коррозия металлов, защита от коррозии), «Дисперсные системы» (коллоидные растворы), «Химия воды» (жесткость воды).

Для студентов всех специальностей первого курса ВолгГАСУ (кроме специальностей «Финансы и кредит», «Монументально-декоративное искусство», «Архитектура», «Дизайн архитектурной среды»).

УДК 54 (076.5)

ББК 24я73

ISBN 978-5-98276-393-8

© Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования «Волгоградский государственный архитектурно-строительный университет», 2010

 

 

ОГЛАВЛЕНИЕ

ПРАВИЛА ПО ТЕХНИКЕ БЕЗОПАСНОСТИ.. 4

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА «ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ». 5

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА «ГАЛЬВАНИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ». 26

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА «ЭЛЕКТРОЛИЗ». 36

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА «КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ». 46

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА «ЗАЩИТА ОТ КОРРОЗИИ». 57

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА «КОЛЛОИДНЫЕ РАСТВОРЫ». 66

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА «ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ. МЕТОДЫ УМЯГЧЕНИЯ И ОПРЕДЕЛЕНИЯ ЖЕСТКОСТИ». 78

СПИСОК РЕКОМЕНДУЕМОЙ ЛИТЕРАТУРЫ... 96

 

 


ПРАВИЛА ПО ТЕХНИКЕ БЕЗОПАСНОСТИ

1. Прежде чем приступить к выполнению лабораторной работы, изучите методику ее проведения, получите инструктаж по технике безопасности (с последующей росписью в журнале) и разрешение преподавателя на выполнение работы.

2. Ознакомьтесь с расположением выключателей вентиляции и общего рубильника, отключающего электроснабжение лабо­ратории.

3. Выполнение работы разрешается только на специально оборудован­ном рабочем месте. Хождение по лаборатории, не связанное с проведением эксперимента, запрещено.

4. При выполнении работы соблюдайте максимальную осторожность. По­мни­те, что невнимательность и небрежность могут повлечь несчастные случаи.

5. Все опыты с токсичными и неприятно пахнущими веществами проводить в вытяжном шкафу. Не пробовать вещества на вкус, а запах вещества испытывать только в случае, если это предусмотрено методикой эксперимента.

6. Будьте осторожны при работе с растворами кислот и щелочей, остерегайтесь попадания на кожу и одежду; в случае попадания быстро промойте пораженное место сильной струей воды.

7. Не зажигайте газовые горелки без разрешения преподавателя. При нагревании пробирку держите наклонно под углом 45°, направляя открытое отверстие пробирки от себя и от окружающих. Следует два-три раза прогреть пламенем пробирку по всей длине, а затем нагревать только нижнюю часть, заполненную жидкостью.

8. Во избежание загрязнения реактивов не ссыпайте и не сливайте обратно в склянки излишне взятые количества веществ. Взяв реактив для проведения опыта, сразу закройте склянку пробкой и поставьте на место. Не путайте пробки, закрывая склянки.

9. По окончании работы доложите преподавателю о полученных ре­зуль­татах, рабочее место приведите в порядок и сдайте дежурному или лаборанту.


ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА
«ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ
РЕАКЦИИ»

Цель работы: изучение закономерностей и условий протекания окислительно-восстановительных реакций.

 

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

1.1. Электроотрицательность элементов и образование
химической связи

Известно, что атомы объединяются в молекулы за счет образования между ними химической связи, которая возникает в результате перераспределения электронов между атомами. Существует несколько видов химической связи: ковалентная неполярная, ковалентная полярная, ионная, металлическая, но во всех случаях характеристики связи и то, какой вид связи образуется, зависит от такого свойства участвующих в ней атомов, как электроотрицательность. Эта характеристика позволяет судить, насколько легко атом отдает свои электроны и насколько активно принимает на вакантные места своей электронной оболочки электроны других атомов. Часто электроотрицательность определяют как относительную способность атомов элемента оттягивать на себя общую электронную пару, образующую химическую связь. Сравнивая электроотрицательности взаимодействующих атомов, можно определить, какой из них будет присоединять электрон (в случае ионной связи) или оттягивать на себя электронную пару (в случае полярной ковалентной связи), а какой будет отдавать электрон, полностью или частично.

По одному из методов для количественной оценки электроотрицательностей вычисляют среднее арифметическое величин энергии ионизации и сродства к электрону.

Энергия ионизации — энергия, необходимая для отрыва электрона от атома с превращением его в положительный ион. Она тем меньше, чем меньше число электронов на последнем энергетическом уровне и чем больше радиус атома.

Сродство́ атома к электрону — энергия, выделяющаяся при присоединении электрона к свободному атому. Сродство металлов к электрону, как правил, близко к нулю или отрицательно. Для неметаллов это величина всегда положительная и тем больше, чем ближе к инертному газу расположен неметалл в Периодической таблице, т.е. чем более заполнен последний энергетический
уровень. Самым высоким сродством к электрону характеризуются галогены.

Для удобства используют не абсолютные значения электроотрицательности, а относительные, т.е. отнесенные к электроотрицательности лития, для которого относительная электроотрицательность принята равной единице.

В соответствии с изменением радиусов атомов и числа электронов на последнем энергетическом уровне, электроотрицательность элементов в Периодической таблице (см. рис. 1) возрастает в направлении слева направо для элементов каждого периода и уменьшается в направлении сверху вниз для элементов подгруппы одной и той же группы Периодической таблицы. Элементы главных и побочных подгрупп рассматриваются раздельно, так как строение их электронных оболочек значительно отличается. Для этого как раз удобен использованный длиннопериодный вариант Периодической таблицы Д.И. Менделеева, в котором вставные декады элементов побочных подгрупп служат переходом между элементами главных подгрупп того же периода.

Важнейшие химические элементы представляют в виде ряда электроотрицательности:

 

K Na Li Mg H S C I Br Cl N O F
0,8 0,9 1,0 1,2 2,1 2,5 2,5 2,5 2,8 2.9 3,0 3,5 4,0

 

Сравним два типа химической связи: ионную и ковалентную полярную. Принято считать, что образование ионной связи сопровождается полным переносом электронов от одних атомов к другим, вследствие чего образуются разноименно заряженные частицы (катионы и анионы), которые притягиваются друг к другу, образуя молекулы. Например, ионы Na+ и Cl соединяются в молекулу NaCl. Также принято считать, что при ионной связи электрические заряды каждого из атомов противоположны по знаку и равны целому числу: единице, как в данном случае, двум, трем и т.д.

При образовании ковалентной полярной связи происходит не отдача, а только смещение связующих электронов в сторону более


 

H 2,1                                
Li 1,0 Be 1,5                     B 2,0 C 2,5 N 3,0 O 3,5 F 4,0
Na 0,9 Mg 1,2                     Al 1,5 Si 1,8 P 2,1 S 2,5 Cl 2,9
K 0,8 Ca 1,0 Sc 1,3 Ti 1,5 V 1,6 Cr 1,6 Mn 1,5 Fe 1,8 Co 1,8 Ni 1,8 Cu 1,9 Zn 1,6 Ga 1,6 Ge 1,8 As 2,0 Se 2,4 Br 2,8
Rb 0,8 Sr 1,0 Y 1,2 Zr 1,4 Nb 1,6 Mo 1,8 Tc 1,9 Ru 2,2 Rh 2,2 Pd 2,2 Ag 1,9 Cd 1,7 In 1,7 Sn 1,8 Sb 1,9 Te 2,1 I 2,5
Cs 0,7 Ba 0,9 La 1,1 Hf 1,3 Ta 1,5 W 1,7 Re 1,9 Os 2,2 Ir 2,2 Pt 2,2 Au 2,4 Hg 1,9 Tl 1,8 Pb 1,8 Bi 1,9 Po 2,0 At 2,2
Fr 0,7 Ra 0,8 Ac 1,1                            
  Рис. 1. Относительные электроотрицательности химических элементов

 


электроотрицательного атома. Например, электронно-графическая формула бромистого водорода HBr:

..

Br:

..

Электрон водорода, участвующий в образовании связи, показан знаком "×". В молекуле HВr более электроотрицательный атом брома оттягивает к себе электронную пару. Поэтому атом водорода несет на себе некоторый избыточный положительный заряд, а атом брома — такой же по абсолютному значению избыточный отрицательный заряд. На самом деле эти заряды значительно меньше, чем (+1) или (–1), но, для упрощения, при подсчете электронов, принадлежащих каждому из атомов, полностью приписывают связующую пару электронов более электроотрицательному атому брома. Такое допущение означает, что у брома стало восемь электронов, а водород лишен электрона, т.е. брому условно приписывают заряд (–1), а водороду (+1). Таким образом, для молекул с ковалентным типом связи условно считают, что электронные пары, связывающие данный атом с другим атомом, так же как и при образовании ионной связи, полностью переданы более электроотрицательному атому. Отсюда следует определение степени окисления:

Степень окисления — условный электрический заряд, который приписывается атому в составе молекулы при допущении, что молекула построена по ионному типу.

Степени окисления атомов принято проставлять над символами атомов в соединении с указанием знака впереди числа:

+1 –1 +1 +4 –2 +1+5–2 +1 –2

HCl, H2SO3, HNO3, H2O2.

 

В качестве другого примера рассмотрим распределение электронов в молекуле пероксида водорода H2O2 (по ранее применявшейся номенклатуре перекись водорода). Его электронно-графи­ческая формула:

.. ..

H: O : O : H

·· ··

В этом соединении оба атома кислорода имеют степень окисления, равную (–1), так как общая электронная пара двух атомов кислорода принадлежит им в равной степени. Эта связь — ковалентная неполярная. Перетягиваются только электронные пары, образующие связи с атомами водорода. Степень окисления атомов водорода в этом соединении, как и в молекуле воды, равна (+1).

Радикал [O2]2– может или отдатьдва электрона, или столько же присоединить. В зависимости от этого перекись водорода выполняет функции либо восстановителя, либо окислителя. Такое свойство называется окислительно-восстановительной двойственностью, подробнее об этом в разделе 1.4.

 

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

Содержание работы:

1. После ознакомления с теоретическим материалом выполнить опыт и записать наблюдения.

2. Записать уравнения реакций и расставить коэффициенты, используя метод электронного баланса.

 

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

1. Какие реакции называются окислительно-восстанови­тель­ными? Какой процесс называется окислением, какой восстановлением? Что такое окислитель и восстановитель?

2. Что называется степенью окисления?

3. Каким образом определяют степени окисления элемента в соединении и в составе иона?


4. Укажите, как изменяются окислительно-вос­становительные свойства элементов в пределах группы Периодической таблицы при движении сверху вниз или снизу вверх, и объясните это изменение.

5. Укажите, как изменяются окислительно-вос­становительные свойства элементов в пределах периодов Периодической таблицы при движении справа налево или слева направо, и объясните это изменение.

6. В каких группах Периодической системы элементов расположены элементы с ярко выраженными восстановительными и ярко выраженными окислительными свойствами?

7. Расположите элементы в порядке возрастания окислительной способности следующие элементы: Cl, Bi, Fr, Se, F, Br.

8. Какие из следующих молекул и ионов могут быть а) только окислителем; б) только восстановителем; в) проявлять свойства как окислителя, так и восстановителя (в сложных ионах кислотных остатков рас­сматривать не кислород, а атом элемента, образующего кислоту):
Ni, SO32–, N2, Sn2+, NO2, F2, Cu+, Cr3+, Cl2, Cl, Fe, Fe+2, Sn, Sn+2.
Объяснить, как это связано со степенью окисления элемента.

9. Типы окислительно-восстановительных реакций: межмолекулярные, диспропорцирования, внутримолекулярного окисления-восстановления; написать примеры по двум последним типам.

10. Уметь найти окислитель и восстановитель и расставить коэффициенты в уравнении для окислительно-восстановительной реакции, пользуясь методом электронного баланса.


ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА
«ГАЛЬВАНИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ»

Цель работы: составление и исследование работы гальванических элементов

 

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

Содержание работы:

1. После ознакомления с теоретическим материалом выполнить опыты и записать наблюдения.

2. Во всех опытах записать происходящую окислительно-восстановительную реакцию и процессы окисления и восстановления. Во втором и третьем опытах рассчитать ЭДС образующихся гальванических элементов.

 

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

1. Что называется гальваническим элементом?

2. Какой из электродов гальванического элемента называется катодом, анодом?

3. Какие процессы протекают на аноде и катоде?

4. Что называется стандартным электродным потенциалом
металла?


5. От каких факторов зависит величина электродного потенциала металла? Напишите формулу Нернста.

6. Как определяется ЭДС гальванического элемента?

7. Составить схему, написать электронные уравнения электродных процессов и вычислить ЭДС гальванического элемента, состоящего из никелевой и свинцовой пластин, опущенных
в растворы своих солей с концентрацией [Ni2+] = 0,1 моль/л,
[Pb2+] = 0,001 моль/л. Изменится ли ЭДС этого элемента, если концентрацию каждого из ионов увеличить в одинаковое число раз?

8. Составить схему гальванического элемента, состоящего из пластин цинка и железа, погруженных в растворы их солей. Написать электронные уравнения процессов, протекающих на аноде и катоде. В какой концентрации надо было бы взять ионы железа, чтобы ЭДС гальванического элемента стала равной нулю, если концентрация ионов цинка составляет 0,001 моль/л?

9. При каком условии будет работать гальванический элемент, электроды которого сделаны из одного и того же материала. Составить схему, написать электронные уравнения электродных процессов и вычислить ЭДС гальванического элемента, в котором один никелевый электрод находится в 0,001 М, а другой в 0,01 М растворе сульфата никеля.

10. Какое явление называется поляризацией гальванического элемента? Назвать виды поляризации.

11. Что такое деполяризация?

 


ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА
«ЭЛЕКТРОЛИЗ»

Цель работы: Исследование процессов, протекающих на электродах при электролизе водных растворов кислот
и солей.

 

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

Сущность электролиза

Электролиз — это окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении постоянного электрического тока через раствор или расплав электролитов.

Для осуществления электролиза к отрицательному полюсу внешнего источника постоянного тока присоединяют катод, а к положительному полюсу — анод, после чего погружают их в электролизер с раствором или расплавом.

На поверхности электрода, подключенного к отрицательному полюсу источника постоянного тока (катоде), ионы, молекулы или атомы присоединяют электроны, т.е. протекает реакция электрохимического восстановления. На положительном электроде (аноде) происходит отдача электронов, т.е. реакция окисления. Таким образом, сущность электролиза состоит в том, что на катоде происходит процесс восстановления, а на аноде — процесс окисления.

Минимальное напряжение электролитического тока, приложенное к электродам, при котором начинается электролиз вещества, называется его потенциалом разложения.

Электролиз расплава

В расплавах различных электролитов имеются разноименные по знаку ионы, т.е. катионы и анионы, которые находятся в хаотическом движении. Но если в такой расплав электролита, например, расплав хлорида натрия NaCl, опустить электроды и пропускать постоянный электрический ток, то катионы Na+ будут двигаться к катоду, а анионы Cl к аноду. На катоде электролизера происходит процесс восстановления катионов Na+ электронами внешнего источника тока:

Na+ + ē → Na0.

На аноде идет процесс окисления анионов хлора, причем отрыв избыточных электронов от Clосуществляется за счет энергии внешнего источника тока:

Clē → Cl0.

Выделяющиеся электронейтральные атомы хлора соединяются между собой, образуя молекулярный хлор, который выделяется на аноде:

Cl + Cl → Cl2↑.

Суммарное уравнение электролиза расплава хлорида натрия:

2NaCl → 2Na0 + Cl20↑.

Если электролизу подвергается расплав, который содержит несколько различных катионов металлов, то в этом случае последовательность восстановления определяется электродными потенциалами металлов в данных условиях. При этом в первую очередь восстанавливаются катионы металлов, обладающих бо́льшим значением электродного потенциала.

 

Электролиз водных растворов

Более сложные процессы электролиза протекают в водных растворах электролитов. Во многих случаях в электролите присутствуют несколько видов катионов и анионов; кроме того, молекулы воды также могут подвергаться электрохимическому окислению или восстановлению. Какие именно электрохимические процессы будут протекать у электродов при электролизе, прежде всего будет зависеть от соотношения значений электродных потенциалов соответствующих электрохимических систем (см. табл. 1 и 2). Из нескольких возможных процессов будет протекать тот, осуществление которого сопряжено с минимальной затратой энергии. Это означает, что на аноде легче окисляются те атомы, молекулы и ионы, потенциалы которых наиболее электроотрицательные (наиболее низкие), а восстанавливаются на катоде легче те атомы, молекулы и ионы, потенциалы которых наиболее электроположительные (наиболее высокие).

Катодные процессы.

При рассмотрении катодных процессов, протекающих при электролизе водных растворов, следует учитывать величину потенциала процесса восстановления ионов водорода. Этот потенциал зависит от концентрации ионов водорода и в случае нейтральных растворов имеет значение E= – 0,41 B. По отношению к этому значению все металлы ряда напряжений делят на три группы:

1. Если катионом электролита является металл, имеющий потенциал значительно более электроотрицательный, чем потенциал водородного электрода Е < – 0,41 B, металл восстанавливаться не будет, а произойдет выделение водорода. К таким металлам относятся металлы начала ряда напряжений — щелочные и щелочноземельные металлы: K+, Na+, Mg2+, Al3+ до Ti3+.

2. Если катионом электролита является металл, потенциал которого близок к величине – 0,41 В (металлы средней части ряда от Mn2+ до H+, то в зависимости от концентрации раствора и условий электролиза возможно как восстановление металла, так и выделение водорода.

3. Если катионом электролита является металл, электродный потенциал которого значительно положительнее, чем потенциал водородного электрода, то на катоде будет восстанавливаться только металл. К таким металлам относятся металлы, стоящие в ряду напряжений после водорода: Cu2+, Ag+, Au+.

Электрохимическое выделение водорода из кислых растворов происходит вследствие разряда ионов водорода. В случае же нейтральных или щелочных сред оно является результатом электрохимического восстановления воды:

2H2O + 2ē → H2↑ + 2OH.

Анодные процессы

При рассмотрении анодных процессов следует иметь в виду, что материал анода в ходе электролиза может окисляться. В связи с этим различают электролиз с инертным (нерастворимым) анодом и электролиз с активным (растворимым) анодом.

Анод инертный. В качестве материалов для инертных анодов чаще всего применяют графит, платину, иридий. На инертном аноде при электролизе водных растворов щелочей, кислородосодержащих кислот и их солей, а также фтористоводородной кислоты и фторидов происходит электрохимическое окисление воды с выделением газообразного кислорода. В зависимости от рН раствора этот процесс протекает по-разному и может быть записан различными уравнениями. В щелочной среде уравнение имеет вид:

4OH– 4ē → O2↑ + 2H2O,

а в кислой или нейтральной среде:

2H2O – 4ē → O2↑ + 4H+.

Кислородосодержащие анионы или не способны окисляться, или их окисление происходит при очень высоких потенциалах, например, при потенциале окисления сульфат-аниона E0 = 2,01 B:

2SO42– –2ē → S2O8,

что значительно превышает стандартный потенциал окисления воды (1,228 В).

При электролизе водных растворов бескислородных кислот и их солей (кроме HF и фторидов) на аноде разряжаются анионы. В частности, при электролизе растворов HCl, HBr, HI и их солей у анода выделяется соответствующий галоген.

Анод активный. В случае активного анода число конкурирующих окислительных процессов возрастает до трех: электрохимическое окисление воды с выделением кислорода, разряд аниона и электрохимическое окисление металла анода. Из этих возможных процессов будет идти тот, который энергетически наиболее выгоден. Если металл анода расположен в ряду стандартных электродных потенциалов раньше обеих других электрохимических систем, то будет наблюдаться анодное растворение металла, т.е. переход в раствор в виде ионов (см. далее пример 3).

 

1.4. Законы Фарадея (законы электролиза)

Связь между количеством выделившегося при электролизе веществ и количеством электричества, прошедшего через электролит, выражается двумя законами Фарадея.

Первый закон Фарадея. Масса вещества, выделившегося на электроде при электролизе, прямо пропорциональна количеству электричества, прошедшего через электролит:

m = kQ,

где m — масса вещества, г; k – электрохимический эквивалент, т.е. масса вещества, выделившаяся при прохождении одного кулона электричества, г/Кл; Q – количество электричества, Кл (Q = It, где I — сила тока, t — время, с).

Второй закон Фарадея. Одинаковое количество электричества выделяет при электролизе на электродах эквивалентные массы различных веществ. Для выделения одного моля эквивалента любого вещества необходимо затратить одно и то же количество электричества, а именно 96485 Кл, называемое числом Фарадея.

Тогда электрохимический эквивалент:

,

где Mэкв — молярная масса химического эквивалента вещества (иона)*, г/моль экв.

Из первого и второго законов Фарадея вытекает объединенное уравнение:

;

. (4)

Примеры решения задач

Пример 1. Написать уравнения электрохимических процессов, происходящих на аноде (анод инертный) и катоде при электролизе раствора бромида меди (II).

Решение. В водном растворе CuBr2 диссоциирует следующим образом:

CuBr2 Cu2+ + 2Br.

Стандартный электродный потенциал водородного электрода в нейтральной водной среде:

2H2O + 2ē → H2↑ + 2OH(–0,41В).

Это значительно отрицательнее потенциала системы:

Cu2+ + 2e → Cu0 (+0,34В).

Поэтому на катоде будет происходить электрохимическое осаждение меди:

Cu2+ + 2ē → Cu0.

На аноде будет происходить окисление ионов брома, приводящее к выделению газообразного брома:

Brē → Br0 ;

2Br0 → Br2↑;

поскольку электрохимическое окисление воды:

2H2O – 4e → O2↑ + 4H+

из нейтральных сред может протекать при потенциалах не менее (+1,23 В), что выше стандартного электродного потенциала, характеризующего выделение газообразного брома (+1,07 В).

Пример 2. Написать уравнения электрохимических процессов, происходящих на аноде и катоде при электролизе раствора сульфата натрия (анод инертный).

Решение. В водном растворе Na2SO4 диссоциирует следующим образом:

Na2SO4 2Na+ + SO42–.

Стандартный электродный потенциал системы:

Na+ + ē → Na0 (–2,71 В)

значительно отрицательнее потенциала водородного электрода в нейтральной среде (–0,41 В). Поэтому на катоде будет происходить электрохимическое разложение воды с выделением водорода:

2H2O + 2ē → H2↑ + 2OH,

а ионы натрия, приходящие к катоду, будут накапливаться в прилегающей к нему части раствора (катодное пространство).

На аноде будет происходить электрохимическое окисление воды, приводящее к выделению кислорода:

2H2O – 4e → O2↑ + 4H+,

поскольку отвечающей этой системе стандартный электродный потенциал (+1,23 В) значительно ниже, чем стандартный электродный потенциал (+2,01 В), характеризующий систему:

2SO42– – 2ē → S2O82–.

Сульфат-ионы, движущиеся при электролизе к аноду, будут накапливаться в анодном пространстве.

Пример 3. Написать уравнения электрохимических процессов, происходящих на катоде и аноде при электролизе раствора сульфата цинка с цинковым анодом.

Решение. В водном растворе ZnSO4 диссоциирует следующим образом:

ZnSO4 Zn2+ + SO42–.

Стандартный электродный потенциал системы:

Zn2+ + 2ē → Zn0 (–0,76 В)

близок к потенциалу водородного электрода в нейтральной водной среде (– 0,41 В), поэтому на катоде будут совместно протекать два процесса восстановления:

Zn2+ + 2ē → Zn0;

2H2O + 2ē → H2↑ + 2OH.

На аноде возможно протекание трех окислительных процессов: электрохимического окисления воды, приводящего к выделению кислорода (+1,23 В), окисления сульфат-ионов (+2,01 В) и окисления материала анода, т.е. цинка (–0,76 В). Сравнение электродных потенциалов систем позволяет сделать вывод об окислении анода и выделении ионов цинка в раствор:

Zn0 – 2ē → Zn2+.

Пример 4. Определить массу цинка, которая выделится на катоде при электролизе сульфата цинка в течение одного часа при токе 26,8 А, если выход по току цинка равен 50 %.

Решение. Расчет ведем согласно объединенному уравнению из законов Фарадея (4). Масса моля эквивалента (химический эквивалент вещества) цинка в ZnSO4 равна (65,38 / 2) = 32,69 г/моль экв. Не забыв выразить время в секундах, подставим в уравнение закона Фарадея все известные значения и определим массу цинка, которая должна выделиться (при условии, если весь ток будет израсходован на выделение цинка):

m = (32,69 ∙ 26,8 ∙ 3600) / 96485 = 32,69 г.

Так как выход по току цинка составляет 50%, то практически на катоде выделится цинка:

mпр = 32,69 ∙ (50/100) = 16,345 г.

Пример 5. Рассчитать ток при электролизе раствора в течение 1 ч 40 мин 25 с, если на катоде выделилось 1,4 л водорода, измеренного при нормальных условиях.

Решение. Из формулы (4) выразим силу тока:

.

Так как количество водорода дано в единицах объема, то отношение m/Э заменяем отношением VH2/Vэкв H2 , где VH2— объем водорода, л; Vэкв H2— объем одного моля эквивалента водорода.
Объем моля эквивалента водорода при нормальных условиях равен половине моля молекул водорода Vэкв H2= 22,4/2 = 11,2 л, так как моль любого газа в нормальных условиях занимает объем, равный 22,4 л, а в процессе электрохимического восстановления водорода участвуют два электрона. Подставив в приведенную формулу числовые значения, получим:

= 2 А.

 

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

Содержание работы:

1. После ознакомления с теоретическим материалом выполнить опыты и записать наблюдения.

2. Во всех опытах записать процессы окисления и восстановления на катоде и аноде и суммарную окислительно-восстано­вительную реакцию, происходящую в результате электролиза.

 

Опыт 1. Электролиз раствора серной кислоты
с медным анодом

Налить в стакан до ¾ его объема (до метки) 1 М раствор серной кислоты H2SO4. Закрыть стакан крышкой, в которой закреплены угольный и медный электроды, погрузив электроды в раствор. Подключить вилку с проводами от электродов к розетке, соединенной с аккумулятором, в соответствии с обозначениями «+» и «–» на вилке и розетке. Угольный электрод соединен с отрицательным полюсом источника тока (катод), медный электрод — с положительным полюсом (анод). Наблюдать за процессом, протекающем на катоде во время электролиза, и за поведением анода. Обратить внимание на то, что в начале опыта на катоде выделяются пузырьки газа. Затем, по мере окрашивания раствора в голубой цвет, скорость выделения газа уменьшается и одновременно катод начинает покрываться слоем меди. Дать объяснение этим явлениям. Составить уравнения реакций, протекающих на катоде и аноде. После опыта промыть стакан и электроды под струей воды из крана.

 

Опыт 2. Электролиз раствора иодида калия
с нерастворимым анодом

Налить в U-образную трубку 0,5 М раствор иодида калия. Вставить в оба колена трубки угольные электроды. Подключить вилку с проводами от электродов к розетке в соответствии с обозначениями на вилке и розетке. Если по проводам нельзя установить, какой из электродов соединен с отрицательным полюсом, а какой с положительным, это можно сделать по наблюдаемым процессам. В анодном пространстве наблюдается появление желтой окраски (выделяется свободный Br2). На катоде происходит выделение пузырьков газа.

В катодное пространство добавить несколько капель фенолфталеина и наблюдать появление малиновой окраски раствора. Составить уравнения реакций, протекающих на электродах. После опыта промыть трубку и электроды.

 

Опыт 3.Электролиз раствора сульфата натрия
с нерастворимым анодом

Налить в U-образную трубку 0,5 М раствор сульфата натрия. Вставить в оба колена трубки угольные электроды. Подключить вилку с проводами от электродов к розетке в соответствии с обозначениями на вилке и розетке. Если по проводам нельзя установить, какой из электродов является анодом, а какой катодом, сделать это по наблюдаемым процессам.

На обоих электродах наблюдается выделение пузырьков газа. Через три-четыре минуты после начала процесса в катодное и анодное пространства добавить по нескольку капель фиолетового лакмуса. В катодном пространстве лакмус окрасится в синий цвет, а в анодном пространстве приобретет красную окраску. Составить уравнения реакций, протекающих на электродах. После опыта промыть трубку и электроды.

 

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

1. Что называется электролизом?

2. Какие процессы протекают на катоде и аноде при проведении электролиза?

3. Какова последовательность разряда ионов при электролизе на катоде? На аноде?

4. Как протекает электролиз с растворимым и нерастворимым анодами?


5. Какие процессы окисления и восстановления протекают на катоде и аноде при электролизе водного раствора хлорида никеля, если: а) анод угольный и б) анод никелевый?

6. Какие процессы окисления и восстановления протекают на катоде и аноде при электролизе водных растворов KNO3, AgBr, CdSO4, если анод платиновый?

7. Сколько граммов меди выделится на катоде при электролизе раствора CuSO4 в течение 1 часа при силе тока 4 А, если выход по току составляет 70%?

8. Вычислить эквивалент металла, зная, что при электролизе раствора хлорида этого металла затрачено 3880 Кл электричества и на катоде выделилось 11,742 г металла.


ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА
«КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ»

Цель работы: изучение процессов химической и окислительно-восстановительной коррозии металлов

 

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

Общие положения

Коррозия металлов (от лат. corrosio — разъедание) — самопроизвольный процесс разрушения металлов в результате физико-химического взаимодействия с окружающей средой.

Коррозия металлов — нежелательный процесс, в результате которого происходит потеря значительного количества металла. Еще больший вред приносит выход из строя металлических конструкций, сложной аппаратуры и приборов. Существенными бывают и косвенные потери, к которым можно отнести утечки нефти и газа из подвергающихся коррозии трубопроводов, простой оборудования и т. д. Изучение причин, вызывающих коррозию, и установление влияния различных факторов на скорость коррозии имеют своей практической целью защиту металлов и сплавов от коррозионного разрушения при их обработке и эксплуатации.

 

Химическая коррозия

Химическая коррозия — разрушение металла за счет его окисления веществами, содержащимися в окружающей среде, без возникновения в системе электрического тока в соответствии с уравнением в общем виде:

Ме – → Меn+.

По условиям протекания коррозионного процесса (характеру агрессивной среды) различают:

а) газовую коррозию — в газах и парах без конденсации влаги на поверхности металла, обычно при высоких температурах. Примером газовой коррозии может служить окисление металла кислородом воздуха при высоких температурах

nМе + О2 = МеnOm ,

или в среде различных агрессивных газов. Например, в среде иода на поверхности меди происходит окислительно-восстановительная реакция:

2Cu + I2 = Cu2I2

2 │Cu – 1ē → Сu+ окисление

1 │I2 + 2ē → 2I восстановление.

 






Читайте также:

  1. E. Лица, участвующие в договоре, для регулирования своих взаимоотношений могут установить правила, отличающиеся от правил предусмотренных диспозитивными нормами права.
  2. V.4. Принципы и правила создания культурных ландшафтов
  3. VIII. Правила подключения питания от соседнего вагона в аварийном режиме
  4. Административно-правовая охрана общественного порядка и общественной безопасности.
  5. АЗБУКА БЕЗОПАСНОСТИ И ВЫЖИВАНИЯ ЧЕЛОВЕКА В ЭКСТРЕМАЛЬНЫХ СИТУАЦИЯХ
  6. Анализ состояния безопасности движения на железных дорогах
  7. Больше безопасности в настоящем
  8. В области транспортной безопасности
  9. В химии полимеров и технике.
  10. В.4.2 Проверка функционирования устройств безопасности лифта при проведении частичного технического освидетельствования
  11. Варшавско-Оксфордские правила по сделкам на условиях СИФ
  12. Ведомственный и общественный контроль в сфере безопасности


Последнее изменение этой страницы: 2016-03-16; Просмотров: 87; Нарушение авторского права страницы


lektsia.com 2007 - 2017 год. Все права принадлежат их авторам! (0.209 с.) Главная | Обратная связь