Електроліти при розчинені у воді дисоціюють (розпадаються) на іони – позитивні і негативні.

Під дією електричного струму іони набувають направленого руху: позитивно заряджені іони рухаються до катоду, негативно заряджені – до аноду.

3. Дисоціація – зворотній процес: паралельно з розпадом молекул на іони, відбувається процес з’єднання іонов в молекули.

Існують ознаки, які підтверджують що реакція відбулася:

 

1. утворення осаду: 3BaCl2+ Fe2(SO4)3=3BaSO4+2FeCl3

2. виділення газу: Na2CO3 + HCl = 2NaCl + CO2↑ + H2O

3. утворення малодисоціюючої речовини: HCl + NaOH = NaCl + H2O

 

Згідно з теорією електролітичної дисоціації всі реакції у водних розчинах електролітів є реакціями між іонами. Вони називаються іонними реакціями, а рівняння цих реакцій – іонними рівняннями.

При складанні іонних рівнянь слід керуватися тим, що речовини малодисоціїовані, малорозчинні (ті, що випадають в осад) і газоподібні, записуються у молекулярній формі. Знак ↓, який стоїть біля формули речовини, означає, що ця речовина випадає у вигляді осаду, а знак ↑ означає, що речовина виділяється у вигляді газу. Сильні електроліти, які повністю дисоційовані, записують у вигляді іонів. Сума електричних зарядів у лівій частині рівняння має дорівнювати сумі електричних зарядів у правій частині.

Іонними рівняннями можна зображувати будь які реакції, що відбуваються в розчинах між електролітами. Якщо під час таких реакцій заряди іонів не змінюються, то вони називаються – іоннообмінними.

Висновок: Реакції в розчинах електролітів ідуть у тому випадку коли зменшується концентрація одних з іонів які приймають участь у реакції.

Розчинність основ, кислот та солей у воді (таблиця 3.1).

Катіони Аніони
OH- F- Cl- Br- I- S2- SO32- SO42- NO3- PO43- CO32- SiO32- CH3COO-
H+ р р р р р р р р р р н р
NH4+ р р р р р р р р р р
Na+,K+ р р р р р р р р р р р р р
Mg2+ м н р р р р н р р н н н р
Ca2+ м н р р р м н м р н н н р
Ba2+ р м р р р р н н р н н н р
Al3+ н м р р р р р н н м
Cr3+ Н н р р р р р н н р
Zn2+ Н м р р р н н р р н н н р
Mn2+ Н м р р р н н р р н н н р
Co2+,Ni2+ Н р р р р н н р р н н н р
Fe2+ Н н р р р н н р р н н н р
Fe3+ Н н р р р р р н н н р
Cd2+ Н р р р р н н р р н н н р
Hg2+ р м н н н р р н н р
Cu2+ Н н р р р н н р р н н н р
Ag+ р н н н н н м р н н н р
Sn2+ Н р р р р н р н р
Pb2+ Н н м м н н н н р н н н р
р – розчинна речовина — -речовина нерозчинна або розкладається водою м – малорозчинна речовина н – нерозчинна речовина
                                                     

 



Хід роботи

Завдання 1.

Користуючись таблицею розчинності солей та лугів у воді, підберіть з розчинів солей, кислот та лугів, які у Вас є, такі розчини, які б при взаємодії між собою привели до утворення осаду. Написати рівняння хімічних реакцій у молекулярній та іонній формах.

Приклад: Напишіть рівняння реакцій між розчинами FeCl3 та NaOH у молекулярній та іонній формах.

1. Записуємо рівняння реакцій в молекулярній формі:

FeCl3 + NaOH → Fe(OH)3↓ + 3NaCl

2. Запишемо рівняння реакції в іонному вигляді:

Fe3+ + 3OH- → Fe(OH)3

 

Завдання 2.

 

Користуючись таблицею розчинності солей та лугів у воді, підберіть з розчинів солей, кислот та лугів, які у Вас є, такі розчини, які б при взаємодії між собою привели до виділення газу.

Написати рівняння реакцій в молекулярній та іонній формах.

 

 

Завдання 3.

У пробірку налити 2 – 3 мл розчину гідроксиду натрію і краплю розчину фенолфталеїну. У розчині гідроксиду натрію фенолфталеїн стає малиновим. Потім у пробірку додати розчин хлоридної кислоти до тих пір поки забарвлення не зникне. Написати рівняння реакцій у молекулярній та іонній формах. Пояснити зникнення забарвлення фенолфталеїну.

 

Завдання 4.

Зробити висновок.

 

Контрольні питання.

 

1. Напишіть рівняння реакцій у молекулярній та іонній формах.

2. Складіть молекулярні рівняння які надані наступними іонними рівняннями.

 

 

Варіанти індивідуальних завдань (таблиця 3.2)

№ з/п Питання 1 Питання 2
Co(NO3)2 + Na2CO3 Pb2+ + SO42- = PbSO4
Na2SiO3 + H2SO4 Ni+2 + PO4-3 = Ni3(PO4)2
K2SO4 + BaCl2 Mg+2 + CO3-2 = MgCO3
Ba(OH)2 + HNO3 Cd2+ + S2- = CdS
Pb(NO3)2 + CaI2 3Mg2+ + 2PO43- → Mg3(PO4)2
Na2CO3 + Mg(NO3)2 Pb2+ + S2- → PbS
BaCl2 + Fe2(SO4)3 Fe(OH)3 + 3H+ → Fe3+ + 3H2O
Cu(NO3)2 + Na2CO3 Ba2+ + SO42- → BaSO4
Na2SiO3 +H2SO4 Ca2+ + CO32- → CaCO3
Cu3(PO4)2 + NaOH → Cu2+ + 2OH- → Cu(OH)2
CrCl3 +AgNO3 Cr3+ + 3OH- → Cr(OH)3
AgNO3 + FeCl3 H+ + OH- → H2O
K2S + Zn(NO3)2 Ag+ + Cl- → AgCl
H3PO4 + Ca(OH)2 Ni2+ + SiO3 → NiSiO3
Ni(NO3)2 + Na2S → 3Ca2+ + 2PO43- → Ca3(PO4)2

 

Питання до захисту лабораторної роботи.

 

1. Основні положення теорії електролітичної дисоціації.

2. Визначення кислот з точки зору ТЕД.

3. Визначення основ з точки зору ТЕД.

4. Визначення солей з точки зору ТЕД.

5. Ступінь дисоціації.

6. Сильні електроліти. Приклади.

7. Слабкі електроліти. Приклади.

8. Умови проходження хімічних реакцій.


Лабораторна робота №4

Електроліз розчинів та розплавів солей. Корозія суднових конструкцій.

Мета роботи: поглибити та розширити знання з цієї теми, удосконалити навички складання схем електролізу розплавів та розчинів солей, розглянути вплив середовища на процес корозії та сучасні засоби захисту від неї.

Засоби наочності: періодична система елементів Д.І. Менделєєва, електрохімічний ряд напруги металів, плакати, роздавальний матеріал.

Теоретичні положення

 

ЕЛЕКТРОЛІЗ

 

Електроліз це окисно-відновний процес, який відбуваються на електродах при проходженні електричного струму через розчин або розплав електроліту;

- це процес відновлення на катоді і окиснення на аноді.

Під дією джерела струму на одному з електродів (катоді) утворюється надлишок електронів («-» електрод), на другому (аноді) – нестача електронів («+» електрод). Під час проходження електричного струму крізь електроліт поряд з хаотичним рухом іонів виникає спрямований і катіони переміщуються до негативного електрода (катода), аніони – до позитивного (анода).

Частинки, що перебувають поблизу негативного електрода, приймають електрони, тобто відновлюються. Електрод на якому відбувається реакція відновлення, називається катодом.Частинки, що перебувають поблизу позитивного електрода, віддають електрони, тобто окислюються. Такий електрод називається анодом.

Важливу роль в процесі електролізу відіграє матеріал, з якого виготовлені електроди, особливо анод. Такі матеріали, як платина та графіт, є інертними, тобто самі не окиснюються під час електролізу. Якщо аноди виготовлено з міді, цинку, заліза, нікелю тощо, то в процесі електролізу матеріал анода може окиснюватись (електроліз з розчинним анодом).

Суттєво відрізняється електроліз розчинів та розплавів електролітів, тому що при електролізі розчину у процесі беруть участі і молекули води.

 

Електроліз розплавів

Під час електролізу розплавів електролітів на катоді завжди відновлюються катіони металу, а на аноді окислюються аніони.

Приклад. Електроліз розплаву NaCl.

 

 

NaCl → Na++Cl-

K(-) Na++1e → Na0

A(+)2Cl- - 2 e → Cl20

2NaCl → 2Na + Cl2

 

Електроліз розчинів

Під час електролізу водних розчинів поряд з катіонами та аніонами в електрохімічних реакціях можуть брати участь молекули води. Щоб визначити, які частинки братимуть участь в катодних і анодних процесах слід враховувати:

 

а) катодні (відновні) процеси.На катоді відбувається відновлення катіонів металів і Гідрогену або молекул води.

Характер відновного процесу залежить від значення стандартного електродного потенціалу металу:

 

Катодні процеси (таблиця 5.1)

Li,Cs,K,Ba,Ca,Na,Mg,Al Mn, Zn, Cr, Fe, Co, Ni, Pb Bi, Cu, Ag, Hg, Pt, Au
Катіони цих металів не відновлюються, а віднов-люються молекули води: 2Н2О+2е→Н2+2ОН- Катіони цих металів від-новлюються одночасно з молекулами води, а тому на катоді виділяється і Н2, і метал. Ме+ + е → Ме02О+2е→Н2+2ОН- Катіони цих металів легко і повністю відновлюються на катоді. Ме+ + е → Ме0  

б) анодні (окисні) процеси.При електролізі розчинів використовують розчинні і нерозчинні – з цинку, міді, нікелю та інших металів.

На нерозчинному аноді відбуваються окиснення аніонів або молекул води.

 

Анодні процеси (таблиця 5.2)

 

Cl-, Br-, I-, S2-, CN- SO42-, NO2-, NO3-, PO43-
Аніони кислот, що не містять атоми Оксигену (за винятком F-), легко окислюються: 2Cl- 2e → Cl2 Аніони кислот, що містять атоми Окси-гену, не окислюються, а окислюється вода: 2Н2О - 4е → О2↑ + 4Н+

Приклад 1. Електроліз розчину СuSO4.

 

СuSO4 → Cu2+ + SO42-; H2O=Н+ + OH-

K(-) Cu2++2e → Cu0

A(+)2Н2О - 4е → О20↑ + 4Н+

2CuSO4 + 2H2O → 2Cu + О2↑ + 4Н2SO4

 

Приклад 2. Електроліз розчину КСL.

 

KCl → K+ + Cl-; H2O=Н+ + OH-

K(-)2Н2О+2е→Н20↑+2ОН-

A(+)2Cl-—2e → Cl20

2KCl + 2H2O →Н20↑+ Cl20↑+2KОН

Приклад 3. Електроліз розчину Na2SO4.

 

Na2SO4→2Na+ + SO42-; H2O=Н+ + OH-

K(-)2Н2О+2е→Н20↑+2ОН-

A(+)2Н2О - 4е → О20↑ + 4Н+

4H2O + →Н2↑+2ОН- + О2↑ + 4Н+

Хід роботи

 

Завдання 1.

Складіть схему електролізу розплавів солі:

а) КCL; б)Ag2S.

 

Завдання 2.

Складіть схему електролізу водних розчинів солей (в усіх випадках електроліз проводиться з використанням вугільних електродів):

а) CuSO4; б) MgCl2; в) K2SO4 г) FeCl3.

 

Контрольні питання.

 

1. Складіть схему електролізу розплавів солі.

2. Складіть схему електролізу водних розчинів солей (електроліз проводиться з використанням вугільних електродів).

Варіанти індивідуальних завдань (таблиця 5.3)

 

№ з/п Питання 1 Питання 2
NiCl2 FeCl3
KI Al(NO3)3
FeCl3 AgNO3
CoBr2 Na2CO3
BaCl2 CuCl2
Na2S Na3PO4
KBr Na2S
CuCl2 Al2S3
MgS ZnS
CuS K2CO3
MgCl2 Pb(NO3)2
K2S Ni(NO3)2
NaI Cu(NO3)2
LiCl Fe(NO3)3
Al2S3 MnCl2

 

Питання до захисту лабораторної роботи.

1. Що таке електроліз?

2. Які процеси відбуваються на катоді і аноді при електролізі.

3. Як ви розумієте поняття “розчинний анод”, “нерозчинний анод”.

4. У яких випадках при електролізі водних розчинів солей:

а) на катоді виділяється водень;

б) на аноді виділяється кисень;

в) склад електроліту не змінюється.

5. При електролізі водних розчинів яких солей на катоді:

а) відновлюються катіони металу;

б) відновлюються катіони металу і катіони водню із води;

6. Що таке корозія?

7. Які види корозії Ви знаєте?

8. Що являє собою електрохімічна корозія.

9. Сучасні засоби захисту металевих конструкцій від корозії.

 

Лабораторна робота №5

Окисно-відновні реакції

Мета роботи: дослідити окисно-відновні властивості різних хімічних речовин, удосконалити навички складання рівнянь окисно-відновних реакцій методом електронного балансу.

 

Обладнання: періодична система хімічних елементів Д.І. Менделєєва, таблиця окисників та відновників, таблиця окисно-відновних реакцій, алгоритм складання ОВР.

Теоретичні відомості

Окисно-відновні реакції

 

Окисно-відновними називаються реакції, які відбуваються із зміною ступенів окиснення елементів.

Основні положення теорії окисно-відновних реакцій:

1. Окиснення – процес віддачі електронів атомом, молекулою чи іоном. Наприклад: Fe2+ - 1e → Fe3+ (ступінь окиснення підвищується).

2. Відновлення – процес приєднання електронів атомом, молекулою чи іоном. Наприклад: Fe3+ + 1e → Fe2+ (ступінь окиснення знижується).

3. Атоми, молекули чи іони, що віддають електрони, називаються відновниками. Під час реакції вони окиснюються. Атоми, молекули чи іони, що приєднують електрони, називаються окисниками. Під час реакції вони відновлюються.

4. Число електронів, що віддає відновник, дорівнює числу електронів, що приєднує окисник.

 

Класифікація окисно-відновних реакцій (таблиця 2.1)

 

Міжмолекулярні Внутрішньомолекулярні Диспропорціонування (самоокиснення - самовідновлення)
2SO2+O2=2SO3 2KClO3=KCl+3O2 4KClO3=3KClO4+KCl
2FeCl2+Cl2=2FeCl3 2KNO3=2KNO3+O2 4Na2SO3=Na2S+3Na2SO4
Це реакції, в яких окисник та відновник містяться в різних речо-винах (простих чи складних) Це реакції, під час яких відбувається зміна ступе-нів окиснення атомів, що містяться в одній молекулі Це реакції, під час яких частина атомів елемента збільшує ступінь окиснення, а частина - зменшує

 









Последнее изменение этой страницы: 2016-04-18; Нарушение авторского права страницы

infopedia.su не принадлежат авторские права, размещенных материалов. Все права принадлежать их авторам. Обратная связь