Далее составляем электронные уравнения

Восстановитель S־ ² - 2еֿ S⁰ 5 процесс окисления

Окислитель Mn⁺⁷+ 5eֿ MN⁺² 2 процесс восстановления

И, наконец, находим коэффициенты при окислителе и восстановителе, а затем при других реагирующих веществах.

Окончательное уравнение реакции будет иметь вид:

5H₂S + 2KMnO₄+3H₂SO₄ 3S + 2MnSO₄ + K₂SO₄+ 8H₂O

Правильность написания уравнения подтверждается подсчетом атомов кислорода: в левой части –2*4 + 3*4 = 20 и в правой –2*4 + 4 +8 = 20. В этом примере имеем дело с межмолекулярной ОВР, так как элемент –восстановитель (S^-2) и элемент-окислитель (Mn⁺⁷) находятся в разных веществах.

Переписываем уравнение в ионно-молекулярной форме:

5H₂S + МnOֿ ₄+6H⁺ = 5S +2Mn⁺² + 8H₂O

ПРИМЕР 5.

К какому типу относятся следующие ОВР:

(NH₄)₂Cr₂O₇® N₂ + Cr₂O₃ + H₂O

K₂MnO₄+ H₂O KMnO₄ + MnO₂+ КОН

При помощи электронных уравнений составьте коэффициенты в этих реакциях.

Решение:

(NH₄)₂Cr₂O₇N₂ + Cr₂O₃ + 4H₂O

Восстановитель Nֿ ³ - 3еֿ N⁰ 1- процесс окисления

Окислитель Cr⁺⁶+ 3eֿ Cr⁺³ 1- процесс восстановления

Эта внутримолекулярная реакция, так как элемент-окислитель и элемент-восстановитель находятся в молекуле одного вещества.

3K₂MnO₄+ H₂O 2KMnO₄ + MnO₂+ 4КОН

Восстановитель Mn⁺⁶ - еֿ Mn⁺⁷ 2- процесс окисления

Окислитель Mn⁺⁶ +2еֿ Mn⁺⁴ 1- процесс восстановления

В этом случае имеет место реакция самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования), так как металлы одного и того вещества реагируют друг с другом как окислители как восстановитель.

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

ОПЫТ 1. ОКИСЛИТЕЛЬНЫЕ И ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА Р- И D-ЭЛЕМЕНТОВ В ПРОМЕЖУТОЧНЫХ СТЕПЕНЯХ ОКИСЛЕНИЯ. СОЕДИНЕНИЯ СЕРЫ (+IV) В ОКИСЛИТЕЛЬННО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЯХ.

В первую пробирку с раствором дихромата калия K₂Cr₂O₇ и во вторую с раствором сульфида натрия Na₂S внести по нескольку капель 2н серной кислоты и по 2-3 микрошпателя сульфита натрия Na₂SО₃. Как изменилась окраска в первой пробирке? Почему помутнел раствор во второй пробирке? Окислителем или восстановителем может являться в химических реакциях K₂Cr₂O₇Na₂S? Окислительные или восстановительные свойства проявляет Na₂SО₃? Написать уравнения проведенных реакций.

ОПЫТ 2. ВЛИЯНИЕ РН СРЕДЫ НА ХАРАКТЕР ВОССТАНОВЛЕНИЯ ПЕРМАНГАНАТА КАЛИЯ.

В три пробирки внести по 3-4 капли раствора перманганата калия. В одну пробирку добавить 2-3 капли 2н раствора серной кислоты, во вторую добавить столько же воды, в третью – столько же раствора щелочи. Во все три пробирки внести по два микрошпателя кристаллического сульфита натрия и перемешать растворы до полного растворения кристаллов. Через 3-4 минуты отметить изменение окраски раствора во всех трех случаях.

Написать уравнения реакций восстановления перманганата калия сульфитом натрия в кислой, нейтральной и щелочной средах. Учесть, что соединения марганца в различных степенях его окисления имеют характерные окраски, ион MnO^-₄ имеет фиолетовую окраску, ион MnO^-2₄ - зеленую, ион Mn⁺² – слабо-розовую, а при малой концентрации практически бесцветную. Диоксид марганца и его гидроксид трудно растворимыми веществами бурого цвета.

+ SO^2-₃ + OH^- MnO^2-₄ - зеленый

MnO^-₄ + SO^2-₃ + H₂O MnO₂ - бурый

фиолетовый

+ SO^2-₃ + H⁺ Mn²⁺ - бесцветный

До какой степени окисления восстанавливается перманганат калия в растворах, имеющих рН > 7, pH < 7, pH = 7?

ОПЫТ 3. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ ПЕРОКСИДА ВОДОРОДА С ИОДИДОМ КАЛИЯ.

К раствору иодида калия, подкисленному серной кислотой, прибавить 1-2 капли раствора пероксида водорода. Для какого вещества характерна появившаяся окраска?

Написать уравнения реакции. Окислителем или восстановителем являлся в ней пероксид водорода?

ОПЫТ 4. ОРГАНИЧЕСКИЕ ВЕЩЕСТВА В ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЯХ.

В пробирку с раствором дихромата калия K₂Cr₂O₇ (5-6 капель) внести 2-3 капли концентрированной серной кислоты плотностью 1, 84 г\м³ и 4-5 капель этилового спирта C₂H₅OH. Отметить изменение цвета раствора и появление специфического “яблочного” запаха, присущего уксусному альдегиду (ацетальдегид) CH₃CHO. Написать уравнения реакции, учитывая, что хром (VI) перешел в хром (III).

Лабораторная работа № 9

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ

Цель работы: изучение принципа действия гальванического элемента и процессов электролиза.

ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ВВЕДЕНИЕ

Электрохимические процессы – это окислительно-восстановительные процессы, протекающие под действием электрического тока, или вызывающие его.

Количественной характеристикой окислительно-восстановительной способности веществ, находящихся в растворе (или в контакте с ними), служат электродные или окислительно-восстановительные потенциалы.

Если пластинку металла поместить в раствор, содержащий ионы этого же металла (например, медную пластинку погрузить в раствор СuSО), то на границе металла с раствором электролита возникает разность потенциалов, которая и называется электродным потенциалом. Абсолютное значение электродных потенциалов определить нельзя, поэтому находят потенциалы электродов по отношению к какому-то электроду сравнения. Обычно определяют электродные потенциалы по отношению к так называемому нормальному водородному электроду, потенциал которого условно принят равным нулю. Чем больше абсолютное значение положительного потенциала, тем больше окислительная способность иона по отношению к металлу, и наоборот, чем больше абсолютное значение отрицательного потенциала, тем больше восстановительная способность.

Окислительно-восстановительный потенциал пары ион-металл зависит не только от их природы, но и от концентрации (активности) раствора и температуры. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:

(1)

Где j - окислительно-восстановительный потенциал данной пары;

j⁰–Стандартный электродный потенциал;

R – универсальная газовая постоянная, R = 8, 31 Дж/(моль *К);

Т – абсолютная температура, К;

F - число Фарадея, F = 96500 Кл

n - число молей электронов, принимаемых при превращении окисленной формы в восстановленную;

a_окисл и a_восст. – активность окисленной и восстановленной формы.

Активность является эффективной концентрацией и связана с ней уравнением

(2)

Для разбавленных растворов g = 1 и a = C.

Подставляя в уравнение Нернста значения констант и переходя от натуральных логарифмов к десятичным, получаем при Т = 298 К:

(3)

Если электродный потенциал возникает в результате равновесия между металлом и ионами этого металла в растворе Ме = Ме + nе, то значение его определяется уравнением:

, (4)

где n - заряд катиона;

C -молярная концентрация ионов металла в растворе.

Зная электродные потенциалы, можно определить электродвижущую силу (ЭДС) гальванического элемента. Гальваническим элементом называют устройство, в котором энергия химической реакции непосредственно превращается в электрическую (гальванические элементы называют также химическими источниками тока).

Гальванический элемент состоит из двух полуэлементов, каждый из которых представляет собой металлический электрод, погруженный в раствор соли того же металла. Полуэлементы соединяются в электрическую цепь с помощью трубки, заполненной токопроводящим раствором (так называемого электролитического или солевого мостика). На рис.1 приведена схема медно-цинкового гальванического элемента Znê ZnSO₄ê ê CuSO₄ê Cu (знак ê ê в схематической записи гальванического элемента символизирует солевой мостик, а одиночные вертикальные линии символизируют границу металл-раствор).

Рис.1. Гальванический элемент медно-цинковый:

1-стаканчики; 2-подставка; 3-электролитный мостик;

4- рН-метр (иономер); 5-цинковый электрод; 6-медный электрод

Реакция, протекающая на левом электроде, соответствует процессу окисления

Zn⁰ – 2eֿ ® Zn²⁺

А реакция на правом электроде – процессу восстановления.

Cu²⁺+ 2eֿ ® Cu⁰

Электрод, на котором происходит окисление, является анодом; электрод, на котором происходит восстановление, является катодом.

Суммарная реакция в гальваническом элементе выражается уравнением:

Zn + Cu²⁺ = Zn²⁺ + Cu

ЭДС гальванического элемента представляет собой разность электродных потенциалов окислителя и восстановителя, т.е. равна разности электродных потенциалов катода и анода. По значениям стандартных электродных потенциалов можно рассчитать стандартную ЭДС элемента:

Е⁰ = j^о_катод - j^о_анод = j^оCu²⁺/Cu - j^оZn²⁺/Zn = 0, 34-(-0, 76) = +1, 1(B)

Гальванический элемент может быть составлен не только из электродов, изготовленных из разных металлов и погруженных в растворы, содержащие одноименные с ними ионы, но и из одинаковых электродов, погруженных в растворы одного и того же электролита с различной концентрацией ионов. Такой гальванический элемент называется концентрационным. ЭДС концентрационного элемента также равна разности электродных потенциалов, составляющих его электродов.

Применительно к концентрационному гальваническому элементу значение n и j^о в уравнении Нернста для обоих электродов одинаковы. Следовательно, ЭДС такого элемента может быть определена по формуле:

. (5)

Металлы, применяемые в технике, почти всегда имеют примеси других металлов. При соприкосновении с раствором электролита система из двух металлов образует ряд непрерывно действующих гальванических микроэлементов. Работа этих элементов приводит к электрохимической коррозии – процессу разрушения металла в среде электролита, сопровождающемуся возникновением внутри системы электрического тока. Более активный металл посылает в раствор свои ионы, т.е. растворяется (анодное окисление). Менее активный металл выполняет роль катода, на нём идёт процесс восстановления.

Электролизом называется совокупность окислительно-восстановительных процессов, которые протекают при пропускании постоянного электрического тока через раствор или расплав электролита. Под влиянием электрического тока движение ионов становится направленным: отрицательные анионы перемещаются к положительно поляризованному аноду, а положительные катионы - к катоду, который соединён с отрицательным полюсом источника питания.

На катоде идёт процесс восстановления, а на аноде - окисления.

В первую очередь на катоде идёт процесс восстановления того окислителя, величина которого имеет наибольшее значение электродного потенциала. Так, при электролизе кислого водного раствора соли меди возможно восстановление как иона меди: Cu²⁺ + 2eֿ ® Cu⁰,

j^о₁ = +0, 34 В, так и иона водорода: 2Н⁺ + 2еֿ ® Н₂, j^о₂ = 0 В, но т. к.

j^о₁> j^о₂, то на катоде будет выделяться, именно медь.

Т.е. в первую очередь на катоде идёт процесс восстановления ионов металлов, стоящих после водорода в ряду напряжений. Ионы металлов, стоящие в ряду напряжений между водородом и марганцем восстанавливаются одновременно с молекулами Н₂О: 2Н₂О + 2еֿ = Н₂ + 2ОНֿ, j^о= -0, 83 В. На катоде не восстанавливаются ионы металлов, стоящие в ряду напряжений от начала до алюминия, вследствие низкого значения электродного потенциала. Вместо них восстанавливаются молекулы воды. В случае расплава электролита, идет процесс восстановления на катоде любого металла при соответствующем напряжении и условиях.

На аноде в первую очередь будет идти процесс окисления того восстановителя, величина потенциала которого имеет наименьшее значение. Так, при электролизе водного раствора сульфата меди с инертными электродами (угольными) на аноде возможно окисление как сульфат иона: 2SO²־ ₄ = S₂О²־ ₈ + 2еֿ, j^о₁ = +2, 01 В, так и молекул воды: 2Н₂О = О₂+ 4Н⁺ + 4еֿ, j^о₂= +1, 23 В. Но поскольку j^о₂ < < j^о₁, то будет осуществляться процесс окисления воды с выделением кислорода, а в растворе пойдет вторичный процесс – образование кислоты: 2Н⁺ + SO^2-₄ = H₂SO₄.

Но если инертный анод заменить растворимым - медным, то становится возможным протекание еще одного процесса – анодного процесса – растворения меди: Cu = Cu²⁺ + 2eֿ, j^о₃ = +0, 34 В. Величина потенциала этого процесса имеет более низкое значение (j^о₃ < < j^о₂, j^о₃ < < j^о₁), поэтому на аноде будет происходить именно окисление меди.

Количественно процессы электролиза оцениваются законами Фарадея: масса электролита, подвергшаяся превращению при электролизе, а также массы образующихся на электродах веществ прямо пропорциональны количеству электричества, прошедшего через раствор или расплав электролита, и эквивалентным массам соответствующих веществ.

Закон выражается уравнением

или , (6)

где m - масса образовавшегося или подвергшегося превращению вещества;

М - мольная масса этого вещества;

n - число молей электронов, участвующих в процессе образования 1 моля вещества;

I - сила тока, А;

t - время электролиза, с;

F - постоянная Фарадея, (96500 Kл/моль);

Э - эквивалентная масса вещества;

. (7)

Для вычисления объема выделяющегося газа (V) уравнение имеет вид:

, (8)

где V_э = ; V_э - эквивалентный объем газа.

При нормальных условиях эквивалентный объем водорода равен 11, 2 л/моль, а кислорода 5, 6 л/моль.

Выходом по току называют ту долю от общего количества электричества (Q = I*t), которая расходуется на данную электродную реакцию или отношение массы выделившегося вещества m_практ к теоретически возможной m_теор по уравнению Фарадея

. (9)

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

ОПЫТ 1. СОСТАВЛЕНИЕ МЕДНО-ЦИНКОВОГО ГАЛЬВАНИЧЕСКОГО ЭЛЕМЕНТА.

Два стаканчика на 50 мл (рис. 1) заполнить на 2/3 растворами. Один – 0, 5 М раствором сульфата цинка, другой – 0, 5 М раствором сульфата меди. Стаканчики поместить на подставку 2. Соединить стаканчики электролитным мостиком 3, предварительно заполненным насыщенным раствором хлорида калия. В раствор сульфата цинка опустить цинковую пластинку, а в раствор сульфата меди - медную. Соединить электрическим проводом опущенные пластинки с рН-метром (4), работающего в режиме милливольтметра и через 5 минут после замыкания цепи измерить ЭДС гальванического элемента. Подсчитать теоретическую величину ЭДС элемента (величины стандартных потенциалов взять из справочника) и сравнить с измеренным значением.

Разность между фактическим значением ЭДС элемента Е и теоретическим Е' связана с поляризацией электродов, зависящей от материала электродов, состояния его поверхности, температуры, плотности тока и называется перенапряжением DЕ = Е - Е'.

Определить величину перенапряжения. Результаты опыта представить в следующем виде:

Электрохимическая схема гальванической цепи.....

Уравнение процесса окисления на аноде............

Уравнение процесса восстановления на катоде......

Теоретическая величина ЭДС, мВ.......

ЭДС работающего элемента, мВ...

Величина перенапряжения, мВ.......

Суммарное уравнение реакции окисления-восстановления, протекающей в гальваническом элементе.....

ОПЫТ 2. ОБРАЗОВАНИЕ ГАЛЬВАНИЧЕСКИХ ПАР ПРИ ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССАХ.

3.1. Взаимодействие цинка с серной кислотой в отсутствие и в присутствии меди.

Внести в пробирку 10 капель 2 н серной кислоты и погрузить в неё кусочек гранулированного цинка (без примесей). Наблюдается ли вытеснение водорода из серной кислоты? Написать уравнение реакции.

Внести в этот же раствор медную проволоку, не дотрагиваясь до цинка. Убедиться, что выделение водорода на меди не происходит. Коснуться медной проволокой кусочка цинка в пробирке. На поверхности меди появятся пузырьки водорода. Отнять медную проволоку от цинка и убедиться, что интенсивность выделения водорода снова изменяется. Объяснить процессы, происходящие в данной гальванической паре. Что при этом является катодом, что анодом? Привести схему гальванического элемента, указав направление перехода электронов; уравнения процессов на катоде и аноде.

3.2. Коррозия оцинкованного и луженого железа.

На пластинку оцинкованного и луженого железа поместить по 1 капле 2 н серной кислоты и гексацианоферрата (III) калия K₃[Fe(CN)₆]. Красная кровяная соль K₃[Fe(CN)₆] является чувствительным реактивом на ионы Fe²⁺, с которыми дает синее окрашивание. Объяснить появление синего окрашивания в случае луженого железа и отсутствие его в случае оцинкованного железа. Результаты представить в виде таблицы:

Таблица 1.

Схема гальванического элемента	Уравнение процесса окисления на аноде	Уравнение процесса восстановления на катоде	Какое покрытие более эффективно для защиты от коррозии
Луженое железо
Оцинкованное железо

ОПЫТ 4. ЭЛЕКТРОЛИЗ ВОДНОГО РАСТВОРА ИОДИДА КАЛИЯ С ИНЕРТНЫМИ ЭЛЕКТРОДАМИ.

В стеклянный сосуд электролизера налить до метки раствор иодида калия и добавить по 5-6 капель фенолфталеина. Опустить в электролизер графитовые электроды, присоединённые к источнику постоянного тока. Включить выпрямитель в сеть. Через некоторое время отметить изменение цвета раствора в катодном и анодном пространстве электролизера. Объяснить появление малиновой окраски в катодном пространстве и желтой окраски в анодном. Окисление или восстановление йода произошло на аноде?

По окончании опыта отключить выпрямитель от сети, вынуть электроды и тщательно промыть их и электролизер водой.

Составить уравнение катодного и анодного процессов.

ОПЫТ 5. ЭЛЕКТРОЛИЗ ВОДНОГО РАСТВОРА СУЛЬФАТА НАТРИЯ С ИНЕРТНЫМИ ЭЛЕКТРОДАМИ.

В стеклянный сосуд электролизера налить до метки раствор сульфата натрия и добавить по 2-3 капли раствора лакмуса. Опустить графитовые электроды и включить выпрямитель. Через некоторое время после пропускания электрического тока отметить изменение окраски раствора в обоих коленах электролизера. Написать уравнение катодного и анодного процессов, протекающих при электролизе водного раствора сульфата натрия. Какие вещества образуются на катоде и на аноде? Объяснить изменение окраски лакмуса в катодном и анодном пространствах.

ОПЫТ 6. ЭЛЕКТРОЛИЗ ВОДНОГО РАСТВОРА СУЛЬФАТА МЕДИ С ИНЕРТНЫМИ ЭЛЕКТРОДАМИ.

Налить в электролизер до метки 0, 5 н раствор сульфата меди, опустить графитовые электроды и пропустить через раствор электрический ток. Через несколько минут отключить выпрямитель и отметить на катоде красный налёт меди. Написать уравнение катодного и анодного процессов.

ОПЫТ 7. ЭЛЕКТРОЛИЗ ВОДНОГО РАСТВОРА СУЛЬФАТА МЕДИ С РАСТВОРИМЫМ МЕДНЫМ АНОДОМ.

Поменять полюса на электродах. При этом медный катод становится анодом, а анод - катодом. Включить источник питания в сеть и пропустить электрический ток через электролит. Что происходит с медью на аноде? Что выделяется на катоде? Написать уравнение электролизе сульфата меди с медным анодом? Написать уравнение анодного процесса.

Лабораторная работа № 10

⇐ Предыдущая 1 2 3 4 5 6 78