С.Ф. Дунаев - Практическое пособие по общей и неорганической химии для студентов нехимических специальностей (1106328), страница 20
Текст из файла (страница 20)
H2SO4 или HNO3), после чего металлы переходят в пассивное состояниеи перестают вытеснять водород даже из растворов кислот-неокислителей.В присутствии щелочи некоторые нерастворимые гидроксиды превращаютсяв растворимые гидроксокомплексы, например:Al(OH)3 + OH– = [Al(OH)4]–и процесс взаимодействия металлов с водой идет с измеримой скоростью.9Все потенциалы относятся к процессу (9.1).97Кроме того, активирующим действием для оксидных пленок обладает ионCl , который изоморфен иону O2– и способен замещать последний в кристаллической решетке.–9.2.2.
Реактивы:Кристаллические вещества: Zn, Al, Fe, Pb, CuРастворы: 65% HNO3, 1 М HCl, H2SO4, KOH (NaOH), Al2(SO4)3, ZnSO4,FeSO4, SnSO4, PbSO4 CuSO4, AgNO3, CuCl29.2.3. ОборудованиеПробирки, штативы, наждачная бумага.9.2.4. Порядок выполнения экспериментаОпыт 1. Химические свойства металлов1.1. Взаимодействие металлов с кислотойНалейте в 5 пробирок по 2–3 мл 1 М HCl и поместите в них пластинки цинка, алюминия, железа, свинца, меди, предварительно очищенные наждачнойбумагой. Результаты наблюдений занесите в табл. 9.2.1.2.
Взаимодействие металлов с водойВ другие 5 пробирок налейте по 2–3 мл дистиллированной воды и поместитев них пластинки цинка, алюминия, железа, свинца, меди, предварительно очищенные наждачной бумагой. Отметьте изменения в пробирке сразу после внесения металлов и через некоторое время. Результаты занесите в табл.9.2.1.3. Взаимодействие металлов с водой в присутствии щелочиНалейте в 5 пробирок по 1 мл дистиллированной воды и 1 мл 1 М КОН ипоместите в них пластинки цинка, алюминия, железа, свинца и меди, предварительно очищенные наждачной бумагой. Отметьте изменения в пробирке сразупосле внесения металлов и через некоторое время. Результаты занесите в табл.9.2.Вопросы и задания:1.
Опишите наблюдаемое2. Объясните результаты наблюдений с помощью ряда электродных потенциалов металлов.3. Напишите уравнения реакцийТаблица 9.2.AlZnFePbCu1M HClH2OH2O+KOH98Опыт 2. Сопоставление восстановительных свойств металлов2.1. Взаимодействие растворов солей с алюминиемНалейте в отдельные пробирки по 2–3 мл 1 М растворимых солей алюминия,цинка, железа (II), олова (II), свинца (II), меди (II), серебра и поместите в каждую из них предварительно зачищенные наждачной бумагой пластинки алюминия. Занесите результаты наблюдений в таблицу 9.3.2.2. Взаимодействие растворов солей с цинкомВ пробирки с 2–3 мл 1 М растворов солей алюминия, цинка, железа(II), олова (II), свинца (II), меди (II), серебра поместите предварительно зачищенныенаждачной бумагой пластинки цинка.
Занесите результаты наблюдений в таблицу 9.3.2.3. Взаимодействие растворов солей с железомАналогичный опыт проведите с железом. Результаты наблюдений занеситев таблицу 9.3.2.4. Взаимодействие растворов солей со свинцомВозьмите те же растворы солей и свинец. Повторите опыт. Результаты наблюдений занесите в таблицу 9.3.2.5. Взаимодействие растворов солей с медьюПовторите опыт с медью. Результаты наблюдений занесите в таблицу 9.3.Таблица 9.3.AlZnFePbCu3+AlZn 2+Fe 2+Sn 2+Pb 2+Cu 2+Ag+Вопросы и задания:1. Объясните наблюдаемые в таблице 9.3 результаты.2. Напишите уравнения реакций.3. На основании экспериментальных результатов, расположите металлы в ряд таким образом, чтобы каждый предыдущий вытеснял последующие из их растворов.4.
В полученном ряду над каждым из металлов напишите табличныеОпыт 3. Формирование защитной оксидной пленки на железе (пассивирование железа).Возьмите 2 проволочки железа примерно одинаковой длины.Одну проволочку протрите наждачной бумагой.99Другую опустите на 1–2 минуты в концентрированную азотную кислоту, после чего промойте дистиллированной водой.Налейте в две пробирки по 1 мл 1 М раствора серной кислоты и внесите вних предварительно подготовленные проволочки.Вопросы и задания:1. Опишите наблюдаемое.2.
Взаимодействует ли железо с концентрированной азотной кислотой?3. Отличается ли поведение железных проволочек в разных пробирках сраствором H2SO4?4. Напишите уравнения реакций.Опыт 4. Влияние ионов Cl– на разрушение защитной оксидной пленкиВозьмите 2 кусочка алюминиевой фольги примерно одинакового размера.Опустите одну из них в 1 М раствор CuCl2, а другую в 1 М CuSO4.Вопросы и задания:1. Опишите наблюдаемое.
Отличается ли поведение алюминиевых пластинок в растворах CuCl2 и CuSO4?. Если да, то почему?2. Напишите уравнения реакций9.2.5. Что должен предоставить студент преподавателюдля сдачи работы1.2.3.4.Описание наблюденийЗаполненные таблицы 9.2 и 9.3.Ответы на вопросы к опытам.Уравнения реакций9.3. Работа 2. Определение э.д.с. Зависимость электродных потенциалов от концентрации и рН растворов.9.3.1.
Цель работыПрактическое освоение методов определения э.д.с. электрохимических цепей и зависимости э.д.с. от концентрации и рН растворов.Зависимость потенциала электрохимической реакции:Fe3+ + e = Fe2+.от концентрации растворов электролитов, помещенных в электрохимическую ячейку, описывается уравнением Нернста:RT a Fe3+0E = E Fe+ln= 0,77 + 0,059 lg а Fe+2/a Fe+3(9.14)3+/Fe 2 +Fa Fe2 +100Для определения этой зависимости в настоящей работе собирается гальваническая ячейка, в которой вместо водородного электрода, в качестве электродасравнения используется хлорсеребряный электрод.
Хлорсеребряный электродпредставляет собой серебряную проволоку, покрытую AgCl, и помещенную внасыщенный раствор KCl. На границе раздела металл – раствор хлорсеребряного электрода протекает электрохимическая реакция:AgCl + e = Ag + Cl–,электродный потенциал которой в насыщенном растворе KCl равен 0,22 Bотносительно стандартного водородного электрода. Значение этого потенциалаучитывается при определении электродного потенциала пары Fe3+/Fe2+.Из уравнения (9.14) видно, что удаление ионов Fe3+ из раствора приводит куменьшению электродного потенциала пары Fe3+/Fe2+. Это происходит в случаеприсутствия в системе лиганда, который образует более устойчивое комплексное соединение с ионами Fe3+, чем с Fe2+. Таким лигандом является, например,ион CN– , который с железо (III) образует комплексный ион (Fe(CN)6)3– с константой устойчивости β–=1044, а с железо (II) комплексный ион (Fe(CN)64–) с β=1037. Эффект различной устойчивости комплексных соединений железо (III) ижелезо (II) с ионом CN– довольно велик — он изменяет Е0 с 0,77 В до 0,36 В.0E = E Fe+ 0.059 lg3+/Fe 2 +β [Fe(CN)6]4[Fe(CN)6]4[Fe(CN)6]4+ 0.059 lg= 0,36 + + 0.059 lgβ [Fe(CN)6][Fe(CN)6][Fe(CN)6]2−3-2-Зависимость электродного потенциала от рН изучается в настоящей работена примере реакции разложения пероксида водорода.
Для этого измеряетсяэ.д.с. электрохимического элемента, составленного из электрода сравнения(хлорсеребряный электрод) и платинового электрода. Платиновый электрод играет роль проводника электронов и одновременно является катализатором реакции разложения пероксида водорода.9.3.2. Реактивы:Растворы: 5% H2O2; 6M KOH; 1 M H2SO4, KOH, FeSO4, FeCl3, K3[Fe(CN)6],K4[Fe(CN)6]9.3.3. Оборудование.Стакан на 100 мл, цилиндры на 10 и 25 мл, анализатор ЭКСПЕРТ 001 –1,платиновый электрод, хлорсеребряный электрод, рН-метр9.3.4. Порядок выполнения работыОпыт 5.
Изучение зависимости электродного потенциала пары Fe3+/Fe2+ отконцентрации.Приготовьте в 5 стаканах смеси растворов солей Fe (II) и Fe (III) в соотношениях, данных в таблице 9.4.101Измерьте э.д.с. с помощью прибора Эксперт-001. Электродами служат платиновый и хлорсеребряный.Результаты занесите в таблицу 9.4.Таблица 9.4.3+РастворРастворEтеор.э.д.с.эксп э.д.с.эксп.[Fe ]соли Fe (II) соли Fe (III)(показа- (пересчи(рассчитан-[Fe ]2+10 мл 1 М10 мл 1 М10 мл 0,1 М10 мл 0,1 М10 мл 1 Мние прибо-танное на ное по уравнера)вод элек- нию 9.14)трод)10 мл 1 М10 мл 0,1 М10 мл 1 М10 мл 0,1 М10 мл 1 МK4[Fe(CN)6] K3[Fe(CN)6]Вопросы и задания:1.
Пересчитайте измеренные в эксперименте э.д.с. на водородный электрод. Для этого к показаниям прибора прибавьте потенциал хлорсеребряного электрода Ео = +0,22 В. Результаты занесите в таблицу 9.4.2. Рассчитайте по уравнению Нернста (9.I4) теоретическое значениеэлектродного потенциала пары Fe3+/Fe2+ для всех растворов. Результаты занесите в таблицу 9.4.3. Сравните, пересчитанные на водородный электрод экспериментальные значения э.д.с., с рассчитанными E по уравнению Нернста.4.
Сделайте вывод о соответствии теоретических и экспериментальныхрезультатов.Опыт6.Изучениезависимостиэлектродноговосстановительного) потенциала пероксида водорода от рН.Возьмите 5 стаканчиков на 50 мл.(окислительно-В первый стакан налейте мерным цилиндром 5 мл 5% раствора H2O2 и 20мл дистиллированной воды, перемешайте. Измерьте рН полученного раствора.Результат занесите в таблицу 9.5.Поместите в стакан платиновый лектродыи хлорсеребряный электрод сравнения, подсоединенные к анализатору ЭКСПЕРТ 001-1. Измерьте значениеэ.д.с.
и внесите результат в таблицу 9.5.После измерения э.д.с. тщательно ополосните электроды в стакане с дистиллированной водой, не вынимая их из штатива, и затем промокните фильтровальной бумагой.102Во второй стакан отмерьте цилиндром 5 мл 5% H2O2, прилейте 5 мл 1 МH2SO4 и добавьте 15 мл дистиллированной воды. Измерьте рН раствора.
Занесите результат в таблицу 9.5.Измерьте значение э.д.с. с помощью 2-х электродов и анализатора ЭКСПЕРТ001-1 и занесите результаты в таблицу 9.5.Промойте и осушите электроды.В третий стакан внесите то же количество 5% H2O2 и 20 мл H2SO4. Измерьте рН раствора и э.д.с.В четвертый стакан налейте 5 мл 5% H2O2, 5 мл 1 М KOH и 15 мл дистиллированной воды. Измерьте рН раствора.
Занесите результат в таблицу 9.5.С помощью анализатора ЭКСПЕРТ 001-1 измерьте э.д.с. и занесите результаты в таблицу 9.5.В пятый стакан отмерьте 5 мл 5% H2O2 и 20 мл KOH. Измерьте рН раствораи э.д.с.Таблица 9.5V кислотырH э.д.с.эксп., мВ Eэксп., мВV(H2O2),V(H2O),или щелочи.,млмл(показа- (пересчитанмлния прибора) ные на вод.электрод)5520155–5515–5 (H2SO4)20 (H2SO4)5 (KOH)20 (KOH)Вопросы и задания:1. Пересчитайте измеренные в эксперименте э.д.с. на водородный электрод.Для этого к показаниям прибора прибавьте потенциал хлорсеребряногоэлектрода Ео = +0,22 В. Результаты занесите в таблицу 9.5.2.
По полученным данным построите график зависимости Е от рН.3. Определите по графику электродный потенциал пероксида водорода при рН= 0, сравните его с табличным значением стандартного электродного потенциала и объясните отличия.9.3.5. Что должен предоставить студент преподавателю для сдачи работы1. Заполненные таблицы и график2. Теоретические расчеты э.д.с.3. Ответы на вопросы1039.4. Работа 3 Электролиз9.4.1. Цель работыПрактически изучить и теоретически проанализировать вопросы, связанные с электролизом водных растворов солей.В настоящей работе изучаются процессы электролиза растворов CuSO4 иKI. Прибор для электролиза (электролизер) представляет собой U-образныйсосуд с раствором электролита, в который погружено два графитовых электрода, один из которых (катод) присоединен к отрицательному полюсувнешнего источника постоянного тока, а другой (анод) — к положительному.
Использование графитовых электродов в процессе электролиза обусловлено тем, что они не претерпевают превращений в ходе электрохимическихреакций (так называемые инертные электроды).Руководствуясь таблицей стандартных электродных потенциалов можносказать, что при электролизе раствора CuSO4 катион меди, имеющий стандартный электродный потенциал +0,34 В (больше, чем стандартный потенциал воды –0,83 В) восстанавливается и выделяется на катоде в виде металла.Катион калия, с малой величиной стандартного электродного потенциала–2,92 В при электролизе раствора KI восстанавливаться на катоде не может.Вместо него на катоде разряжаются молекулы воды (реакция 6.10) и выделяется водород.При электролизе CuSO4 более выгодным анодным процессом с точкизрения электродных потенциалов оказывается процесс окисления молекулoводы, а не анионов SO42– ( E S2O 2-8 / SO2-4 = 2,01 В, E o= 1,23 В).O2 ,H / H 2oПри электролизе KI на аноде окисляются иодид ионы и выделяется своoбодный иод ( E o − = 0,53 В, EO 2 , H ƒ / H 2 o = 1,23 В).I2 / I9.4.2.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
