Дослід 1. Гідроліз розчинів солей.

1. Налити в пробірку розчин Na₂CO₃ і випробувати середовище універсальним індикаторним папірцем. Заповнити відповідну таблицю. Написати рівняння реакції.

 

2. Налити в пробірку розчин Al₂(SO₄)₃ і випробувати середовище універсальним індикаторним папірцем. Заповнити відповідну таблицю. Написати рівняння реакції.

 

3. Налити в пробірку розчин (NaCl) і випробувати середовище універсальним індикаторним папірцем. Заповнити відповідну таблицю. Написати рівняння реакції.

 

4. Налити в пробірку розчин Pb(CH₃COO)₂ і випробувати середовище універсальним індикаторним папірцем. Заповнити відповідну таблицю.

 

5. Написати рівняння реакції гідролізу солей в молекулярній та іонній формі.

Таблиця

№	Формула солі	Якою основою утворена	Якою кислотою утворена	РН Середо-вища	Реакція середовища
Кисла	Нейтральна	Лужна

 

Контрольні питання:

1. Що таке гідроліз солей?

2. Які солі підлягають гідролізу?

3. Правила написання рівнянь гідролізу в іонній та молекулярній формі.

4. Які іони визначають реакцію середовища?

5. Що таке константа гідролізу та ступінь гідролізу?

 

 

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА №11

 

Тема:	Окислювально-відновні реакції.
Мета:	Засвоїти метод складання рівнянь електронного балансу для окисно-відновлювальних реакцій.
Реактиви:
	Розчини:	- Концентрована сульфатна (сірчана) кислота;
		- Нітратна кислота;
		- Натрій гідроксид;
		- Купрум (ІІ) сульфат;
		- Калій перманганат.
	Тверді речовини:	- Гранульований цинк;
		- Купрум.
Обладнання:	Хімічний штатив з пробірками.

 

1.1 Методичні вказівки до вивчення теоретичного матеріалу

Окислювально-відновні реакції протікають зі зміною ступеня окислювання (окисного числа) атомів. Ступінь окислювання елемента в сполуці – це той заряд на елементі, обчислений із припущення, що всі зв'язки в молекулі чисто іонні. Ступінь окислювання позначають арабською цифрою зі знаком:

 

+1 -1	+4 -2	+1 -2	-3 +1	+1 +7 -2
NaCl,	SO2,	H2O,	NH3,	KMnО4

 

При визначенні ступеня окислювання використовуються наступні положення:

1. Окисне число атомів простих речовин дорівнює нулю:

 

0	0	0	0	0	0
H2,	Cl2,	O2,	Cu,	S,	P.

 

2. Окисне число атомів гідрогену в сполуках дорівнює +1:

 

+1	+1	+1	+1	+1
НCl,	Н2SO4,	H2S,	НClО4,	НNO3

 

(винятком є гідриди металів NаН^-1, де окисне число гідрогену дорівнює –1).

 

3. Окисне число атомів оксигену в сполуках дорівнює –2:

 

-2	-2	-2
Н2O,	СO2,	H2SО3

(виключенням є оксиген у гідроген пероксиді Н₂О₂^-1 та його солях – пероксидах, де окисне число кисню дорівнює –1).

 

4. Окисне число атомів металу в сполуках збігається з зарядом і валентністю, наприклад, іон натрію в натрій хлориді має заряд +1 і валентність (I).

5. Сума окисних чисел у молекулі дорівнює нулю. Наприклад, у сульфатній (сірчаній) кислоті Н₂SO₄ окисні числа гідрогену і оксигену рівні +1 і –2 відповідно, а у сульфуру невідоме число (х). Пам'ятаючи про те, що сума окисних чисел у молекулі дорівнює нулю, складаємо рівняння:

 

2 (+1) + х + 4 (-2) = 0,

х = +6,

 

отже, окисне число атомів сульфуру дорівнює +6.

Окислювально-відновні реакції супроводжуються протіканням двох взаємно протилежних процесів: процесу окислювання і процесу відновлення.

Процес, що супроводжується віддачею електронів, називається окисленням, а процес, що супроводжується приєднанням електронів, - відновленням.

Відновлювач - частка, що втрачає електрони, а окислювач - це частка, що приєднує електрони.

Необхідно відзначити, що хід окислювально-відновних реакцій багато в чому залежить від кислотності середовища, температури, концентрації реагуючих речовин.

Існує кілька методів складання рівнянь окислювально-відновних реакцій. Найбільше часто застосовуваним є метод електронного балансу.

 

Складання окислювально-відновних рівнянь методом електронного балансу.

 

Розглянемо окислювально-відновну реакцію:

 

ZnS+ O₂ → ZnO + SO₂.

 

Для того, щоб зрівняти даний процес необхідно:

1. Визначити окисні числа атомів до і після реакції:

 

+2 -2	0	+2 -2	+4-2
ZnS +	O2 →	ZnO +	SO2.

 

2. Скласти електронні рівняння, тобто зобразити процес віддачі і приєднання електронів ē

 

	-2		+4
відновлювач	S -	6 ē →	S	2 процес окислення
	0		-2
окислювач	O2+	4 ē →	2О	3 процес відновлення

 

Виходячи з того, що кількість електронів, віддана в процесі окислювання, дорівнює кількості електронів, приєднаних у процесі відновлення, визначаємо коефіцієнти при окислювачі і відновлювачі (у даному випадку, коефіцієнт при відновлювачі –2, а при окислювачі –3).

 

3. Складаємо остаточне рівняння реакції:

 

2ZnS + 3O₂ = 2ZnO + 2SO₂.

 

Правильність написання рівняння перевіряється шляхом підрахунку атомів кожного елементу в лівій і правій частинах рівняння.

 

Розглянемо взаємодію металів і кислот:

 

Zn + HNO₃ → Zn(NO₃)₂ + NO.

 

Для підбору коефіцієнтів необхідно:

1. Визначити окисні числа атомів:

 

 

0	+5	+2	+2
Zn +	HNO3 →	Zn(NO3)2 +	NO.

 

У солі Zn(NO₃)₂ ступінь окислювання азоту така ж, як і в азотній кислоті +5.

 

 

2. Скласти електронні рівняння:

 

0		+2
Zn -	2 ē →	Zn	3 процес окислення
+5		+2
N +	3 ē →	N	3 процес відновлення

 

3. Визначити коефіцієнти при відновлювачі й окислювачі.

4. Поставити коефіцієнти реакції перед Zn і Zn(NO₃)₂, не ставлячи коефіцієнт перед кислотою.

 

3Zn + HNO₃ → 3Zn(NO₃)₂ + 2NO.

 

5. З даного електронного рівняння видно, що азотна кислота витрачається не тільки на окислювання металу, але і на процес утворення солі. При цьому на процес окислювання Zn йде 2 молекули HNO₃ і 6 молекул HNO₃ – на утворення солі, тобто всього 8 молекул HNO₃ прийняли участь в реакції.

 

3Zn + 8HNO₃ → 3Zn(NO₃)₂ + 2NO.

 

6. Визначити кількість атомів гідрогену в лівій і правій частинах рівняння. Відсутню кількість атомів гідрогену дописати необхідною кількістю молекул води, яка дорівнює 4.

 

3Zn + 8HNO₃ → 3Zn(NO₃)₂ + 2NO + 4Н₂О.

 

Провести перевірку кількості атомів елементів у лівій і правій частинах рівняння.

 

1.2 Проведення дослідів

 

Дослід 1. Витіснення металів із солей іншими металами.

Залізний дріт занурити у розчин купрум (ІІ) сульфату на 1-2 хв. Слідкувати за появою шару купруму на залізному дроті. Написати рівняння реакцій. Вказати ступені окислення елементів, перехід електронів, окисник, відновник, розставити коефіцієнти у цьому та у наступних рівняннях.

 

 

Дослід 2. Ряд витіснення галогенів.

У пробірку з розчином калій йодиду додати бромної води, а потім невелику кількість органічного розчинника. Струсити пробірку. Пояснити, що відбувається, написати рівняння реакції.

 

Дослід 3. Одержання йоду.

У фарфоровий тигель насипати сухого калій йодиду, марганець діоксиду, перемішати і додати 2-3 краплі H₂SO₄(конц). Тигель закрити склом. Дослід треба проводити у витяжній шафі. Спостерігати сублімацію йоду на склі. Написати рівняння реакції.

 

Дослід 4. Окислювальні властивості азотної кислоти.

Дослід слід проводити у витяжній шафі. У пробірку насипати небагато мідних стружок і прилити конц. нітратну кислоту. Зробити те саме, використовуючи розведену кислоту. Спостерігати виділення газу. Написати рівняння реакції міді з концентрованою та розведеною азотною кислотою.

 

Дослід 5. Окислювальні властивості біхромату калію.

Налити у пробірку 2 мл розчину калій біхромату, підкислити сульфатною кислотою, додати кристалічного ферум (II) сульфату. В який колір забарвлюється розчин, чому? Написати рівняння реакції.

 

Дослід 6. Порівняльна сила окислювачів.

Налити у дві пробірки натрій нітриту, підкислити сульфатною кислотою. У першу пробірку прилити розчину калій йодиду, у другу - розчину калій перманганату (K MnO₄). Чому змінюється колір розчинів? Написати рівняння реакцій.

Чому у першому випадку натрію нітрит є окислювачем, а у другому - відновником?

 

 

Контрольні питання:

1. Що називається окисно-відновлювальними реакціями?

2. Що таке відновник? Наведіть приклади.

3. Що таке окисник?? Наведіть приклади.

4. Як реагують метали з кислотами, солями?

5. В чому особливість взаємодії азотної кислоти з металами?

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА №12

 

Тема:	Електроліз
Мета:	Провести електроліз водних розчинів солей металів з нерозчинним анодом.
Реактиви:
	Розчини:	- Купрум (ІІ) хлорид;
		- Натрій хлорид;
		- Цинк сульфат.
Обладнання:	Електролізер, джерело постійного струму, універсальний індикаторний папір.

 

1.1 Методичні вказівки до вивчення теоретичного матеріалу

 

Електролізом називаються окислювально-відновні процеси, що протікають на електродах при пропущенні постійного струму через розчин чи розплав електроліту, який супроводжується рухом іонів.

Якщо процесу електролізу піддається розплав солі, наприклад, NaCl, то під дією електричного струму NaCl буде розпадатися на Na⁺ і Cl^-. Іони Na⁺ будуть прагнути до протилежно зарядженого катода, а іони Cl^- - до анода. Реакції на електродах:

 

Катод Θ Na⁺ + e = Na⁰ - процес відновлення

Анод Å Cl^- - e = Cl⁰ - процес окислювання

Електролізом розплавів одержують метали Li, Na, K, Ca, Mg, Al.

Процеси електролізу можуть здійснюватися з розчинними і не розчинними анодами.

Розчинні аноди виготовляються з того металу, катіон якого є присутнім у розчині чи у розплаві.

Нерозчинні аноди виробляють з інертних матеріалів: Pt, Ti, -графіт.

Розглянемо процеси, що мають місце при електролізі водних розчинів солі.

Катодні процеси

Біля катода будуть концентруватися катіони металу і молекули води. При визначенні послідовності розряду варто користуватися рядом напруг металів, у який включена і вода, яка виступає у ролі окислювача, вона має значення нормального електродного потенціалу φ₀ = -0,83 В.

Метали, у яких φ₀ > -0,83 В, будуть піддаватися процесу відновлення на катоді: - Ме⁺ⁿ + nē = Me. Якщо метал має значення φ₀ < - 0,83 В, то в цьому випадку процес на катоді буде наступний:

Θ2Н₂О + 2е = Н₂⁰ + 2ОН ^- - процес відновлення.

При наявності в розчині катіонів декількох металів у першу чергу відновлюються катіони металу з найбільшим значенням стандартного потенціалу.

Анодні процеси

При електролізі водного розчину з нерозчинним анодом у першу чергу окислюються аніони бескисневих кислот (Br ^-, J ^-, Cl ^-, S ^-2) наприклад, Å S^-2 – 2e = S⁰ – процес окислення.

При наявності в розчині кисневмісних аніонів (SO₄^-2, NO₃ ^-, PO₄^-3) останні не окислюються, замість них відбувається окислення води:

Å 2Н₂О – 4е = О₂ + 4Н⁺, або Н ^- (якщо розчин лужної)

Å 4ОН^- - 4е = О₂ + 2Н₂О – процес окислення.

Якщо анод розчинний, відбувається окислення металу анода:

 

ÅМе_анода – nе = Ме⁺ⁿ

 

Приклад 1: Написати рівняння реакції, що протікають на електродах, при електролізі розчину Zn(NO₃)₂

Рішення: Zn(NO₃)₂ D Zn⁺² + 2NO₃^-

 

Θ катод: Zn⁺²; H₂O Zn ⁺² + 2ē = Zn⁰

Å анод: NO₃^-; H₂O 2H₂O – 4 ē = O₂ + 4H⁺

 

Сумарний процес:

2 Zn(NO₃)₂ + 2H₂O 2Zn + O₂ + 4 HNO₃

 

Приклад 2: Написати рівняння реакцій, що протікають на електродах при електролізі розчину KCl.

Рішення: KCl D K⁺ + Cl^-

Θкатод: К⁺, H₂O 2H₂O + 2 ē = Н₂ + 2ОН^-

Åанод: Cl^-, H₂O 2Сl^- - 2 ē = Cl₂⁰

Сумарний процес:

2KCl + 2H₂O H₂ + Cl₂ + 2KOH

Приклад 3: Написати рівняння реакцій, що протікають на електродах при електролізі розчину NiSO₄ з розчинним анодом.

Рішення: NiSO₄ D Ni⁺² + SO₄^-2

Θкатод: Ni⁺², H₂O Ni⁺² + 2 ē = Ni⁰

Åанод: Ni⁰, SO₄, H₂O Ni⁺⁰ - 2 ē = Ni⁺²

 

Кількісні закони електролізу.

Взаємозв'язок між кількістю електрики, що прошли через електроліт і кількістю речовини, що виділилась на електродах, виражається законами М.Фарадея.

Перший закон. Маса речовини, що виділилась на електродах при електролізі, прямопропорційна кількості електрики що пройшла:

m = Q ∙ q

де m – маса продукту електролізу;

q - електрохімічний еквівалент;

Q – кількість електрики.

Другий закон. Однакові кількості електрики виділяють на електродах при електролізі еквівалентні кількості речовини. Звідси – для виділення одного еквівалента будь-якої речовини необхідно витратити однакову кількість електрики (F) – 96500 Кл чи 26,8 А∙год

З закону Фарадея випливає рівняння:

m = ,

де m – маса речовини, г:

J – сила струму, А:

Е – хімічний еквівалент речовини.

Якщо необхідно визначити обсяг газу, що виділився при електролізі на електродах, то для розрахунків беруть об'ємний еквівалент газу. Наприклад, об'ємний еквівалент кисню дорівнює 5,6 л, а

.

 

 

1.2 Проведення дослідів

 

Дослід 1. Електроліз водного розчину CuCl₂.

У скляний електролізер налити розчин CuCl₂, занурити в нього зачищені електроди та підключити систему до джерела постійного струму. Спостерігати виділення продуктів електролізу на катоді та аноді. Записати рівняння електродних процесів.