Рабочая тетрадь по химии. Рабочая тетрадь по химии для студентов, обучающихся по всем образовательным программам бакалавриата и специалитета

• Название: Рабочая тетрадь по химии для студентов, обучающихся по всем образовательным программам бакалавриата и специалитета
• Дата: 08.12.2021
• Размер: 1.37 Mb.
• Имя файла: Рабочая тетрадь по химии.docx
• Тип: Учебное пособие; #297189
• страница: 11 из 15

Работа 10. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ. ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ СИСТЕМЫ. ГАЛЬВАНИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ

Цель работы

• 
  Усвоить суть процессов окисления и восстановления и научиться рассчитывать коэффициенты в уравнениях реакций.
  
• 
  Изучить электрохимическую активность металлов, научиться рассчитывать электродные потенциалы и овладеть методикой определения электродвижущих сил гальванических элементов.
  

Теоретические сведения

Окислительно-восстановительные реакции сопровождается перемещением электронов от одних частиц (восстановителей) к другим частицам (окислителям), при этом изменяются степени окисления этих частиц. Под степенью окисления понимают воображаемый заряд атома, вычисленный из предположения, что соединение состоит из ионов. Степени окисления имеют знак «+» или «-» и целочисленное значение.

Степени окисления элемента в простом веществе равны нулю. В химических соединениях более электроотрицательный элемент имеет отрицательную степень окисления, а менее электроотрицательный элемент – положительную. Алгебраическая сумма степеней окисления в нейтральной молекуле равна нулю, в сложном ионе- заряду иона.

У большинства элементов высшая степень окисления имеет положительный знак и равна номеру группы в периодической системе. Для неметаллов низшая степень окисления равна высшей минус восемь, а поэтому имеет отрицательный знак, например, высшая степень окисления серы равна 6+, а низшая равна: 6-8=-2.

Обычно в соединениях степень окисления фтора равна -1, кислорода -2, водорода +1.

При контакте металла с раствором собственной соли протекают два противоположных процесса:

1. 
   переход ионов металла в раствор;
   
2. 
   адсорбция катионов из раствора на поверхности металла.
   

Если в начальный момент времени скорость первого процесса больше скорости второго, поверхность металла приобретает избыточный отрицательный заряд, а прилегающий слой раствора – положительный; и наоборот, если скорость второго процесса больше скорости первого, поверхность металла заряжается положительно, а прилегающий слой раствора – отрицательно. И в том, и в другом случае между двумя заряженными слоями возникает разность потенциалов, называемая электродным потенциалом. Величина электродного потенциала зависит от природы металла, концентрации ионов в растворе, температуры и определяется уравнением Нернста:

, (10.1)

где – стандартный электродный потенциал, возникающий на границе раздела «металл – раствор» при концентрации ионов металла 1 моль/л, температура 298 К и давление 101 кПа (таблица «Стандартные электродные потенциалы в водных растворах»).

n – число электронов, принимающих участие в процессе на электроде;

- концентрация ионов металла в растворе.

В зависимости от величины и знака стандартного электродного потенциала все металлы можно расположить в ряд стандартных электродных потенциалов (ряд напряжений), который характеризует электрохимическую активность металлов в окислительно-восстановительных реакциях, протекающих в водной среде при стандартных условиях:

• 
  чем ближе металл к началу ряда, т.е. чем отрицательнее значение его потенциала, тем выше восстановительная способность этого металла и тем ниже окислительная активность его иона;
  
• 
  каждый металл в ряду напряжений обладает способностью вытеснять все следующие за ним металлы из растворов их солей;
  
• 
  все металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, вытесняют его из разбавленных кислот (Кроме HNO­₃), стоящие правее – не обладают такой способностью.
  

Так как при любой окислительно-восстановительной реакции происходит переход электронов от восстановителя к окислителю, можно создать такие условия, при которых окислительная и восстановительная реакции будут переходить от восстановителя к окислителю не непосредственно, а по проводнику электрического тока, т.е. энергия химической реакции будет превращена в электрическую энергию.

Устройства, которые применяются для преобразования энергии химической реакции в электрическую энергию, называются гальваническими элементами (рис. 9).



Рис. 9. Графическое изображение медно-цинкового гальванического элемента

Действие любого гальванического элемента основано на протекании в нем окислительно-восстановительной реакции. В простейшем случае гальванический элемент состоит из двух металлических электродов, погруженных в раствор электролита.

Процесс окисления протекает на более активном металле, который называют анодом; процесс восстановления – на менее активном, который называют катодом. Электроны при этом переходят от анода к катоду по внешней цепи, ионы движутся от катода к аноду в растворе и через электролитический мостик.

Электродвижущая сила гальванического элемента (ЭДС) равна разности электродных потенциалов катода и анода:

,

где Е_к – потенциал катода; Е_а – потенциал анода.

Рабочее задание

Задание 1. Влияние реакции среды на окислительные свойства перманганата калия

Налейте в три пробирка 2-3 мл раствора перманганата калия KMnO4 и добавьте в первую пробирку 1 мл серной кислоты, во вторую 1 мл щелочи КОН. Затем в каждую пробирку насыпьте на кончике шпателя несколько кри­сталлов сульфита натрия Na2SO3. Как изменилась окраска растворов?



В приведённых схемах окислительно-восстановительных реакций рассчи­тайте коэффициенты, укажите процесс (окисления или восстановления), окис­литель, восстановитель:

KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + K₂SO₄ + MnSO₄ + H₂O;

KMnO₄ + Na₂SO₄ + H₂O — Na₂SO₄ + MnO₂ + KOH;

KMnO₄ + Na₂SO₃ + KOH — Na₂SO₄ + K₂MnO₄ + H₂O.

В какой среде: кислой, нейтральной, щелочной - перманганат калия про­являет наиболее выраженные окислительные свойства?







Задание 2. Количественная характеристика электрохимической активности металлов

Для изучения возьмём два металла: активный металл цинк и неактивный металл медь. Поверхность цинкового электрода в растворе собственной соли ZnSO₄ заряжается отрицательно, так как в начальный момент времени протека­ет преимущественно процесс: Zn⁰ → Zn²⁺ + 2 .

Поверхность медного электрода в растворе CuSO₄ заряжается положи­тельно, так как в начальный момент времени идет преимущественно адсорбция ионов Cu²⁺ на поверхности металла.

Вариант задания выберите по последней цифре зачетной книжки из таблицы 26. По уравнению Нернста (9.1) рассчитайте значение элек­тродного потенциала для своего варианта.

Таблица 26

Зависимость величины и знака электродного потенциала
от природы электрода и концентрации раствора

Вари­ ант	Электрод	Концентрация раствора, моль/л	Электродный потенциал, В
1	Zn/ZnSO4	0,01
2		0,10
3	Cu/CuSO4	0,01
4		0,10

Внесите в таблицу 26 значения электродных потенциалов всех вариантов. Укажите, от каких факторов зависит значение электродного потенциала.

У какого металла, имеющего более отрицательное или более положитель­ное значение электродного потенциала, выше восстановительная активность?











Задание 3. Измерение ЭДС гальванического элемента

В таблицу 27 запишите значения стандарт­ных электродных потенциалов.

Медный и цинковый электроды тщательно зачистите наждачной бумагой, промойте дистиллированной водой, просушите фильтровальной бумагой и опустите в стаканы, наполненные соответственно растворами сульфата меди (0,1 моль/л) и сульфата цинка (0,1 моль/л).

Растворы соедините электролитическим мостиком, а электроды подключите к выводам измерительного прибора: катод к «+», анод – к «–». Измерьте величи­ну ЭДС и запишите в графу «Величина ЭДС экспериментальная».

Таблица 27

ЭДС медно-цинкового гальванического элемента

Электрод (полуэле­мент)	Концентра­ция электро­лита, моль/л	Стандартный электродный потенциал, В	Величина элек­тродного потенциа­ла, В	Величина ЭДС
				теоретиче­ская	экспери- менталь­ная
Zn | ZnSO4	0,1
Cu | CuSO4	0,1

Рассчитайте величину ЭДС (величина ЭДС теоретическая), и внесите значение в таблицу 27.

Запишите схему и процессы на электродах медно-цинкового гальваниче­ского элемента.

Сравните теоретическое и экспериментальное значения ЭДС медно- цинкового гальванического элемента.











Задание 4. Действие разбавленных кислот на металлы

В две пробирки налейте по 1-2 мл разбавленной соляной, и в две - раз­бавленной азотной кислоты. В пробирки опустите по кусочку железа и меди. Если реакции не идут, растворы осторожно подогрейте на спиртовке.

Чтобы определить степень окисления полученного в результате реакции железа, содержимое пробирок, в которые оно помещено, разделите на две час­ти. К одной из них добавьте 1-2 капли роданида железа KCNS, который в присутствии Fe³⁺ окрашивает раствор в красный цвет:

.

К другой части добавьте 1-2 капли красной кровяной соли K₃[Fe (CN)₆], которая при наличии в растворе ионов Fe²⁺ образует осадок темно-синего цвета - турнбулеву синь:

.

Запишите схемы происходящих окислительно-восстановительных реак­ций и рассчитайте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель, процессы окисления и восстановления. Обратите внимание на то, какой ион является окислителем в соляной кислоте, и какой - в азотной.

;

;

.

Ориентируясь на значения стандартных электродных потенциалов, объ­ясните, почему медь не растворяется в разбавленной соляной кислоте, а в азот­ной растворяется и почему железо растворяется в обеих кислотах.

















Выводы

1. 
   Составьте и запишите правило, по которому можно установить, какой металл будет восстановителем, а ион какого металла – окислителем в системе, содержащей две окислительно-восстановительные пары.
   
2. 
   Объясните, почему водные растворы кислот и солей снижают долговечность металлических конструкций.
   

Домашнее задание

Задание 1. Вычислите степени окисления всех элементов в соединениях:

H₂O, HCl, K₂CO₃, KCl, KClO₃, Cr₂(SO₄)₃, H₂S







Задание 2. При работе гальванического элемента, состоящего из кобальтового и оловянного электродов, помещенных в 0,1 M растворы своих солей, на аноде протекает реакция

○ 1) Sn⁰ – 2e^- → Sn²⁺ ○ 2) Co⁰ – 2e^- → Co²⁺

○ 3) Sn²⁺ + 2e^- → Sn⁰ ○ 4) Co²⁺ + 2e^- → Co⁰

Ответ подтвердите, вычислив значения электродных потенциалов, величину ЭДС и составив схему процессов на аноде и катоде. Запишите токообразующую реакцию.













Задание 3. Наибольшую величину ЭДС в стандартных условиях будет иметь гальванический элемент, составленный

○ 1) из Ag и Cu ○ 2) из Al и Ag

○ 3) из Fe и Al ○ 4) из Ni и Fe

Правильность ответа подтвердите расчетом.









Задание 4. Коэффициент перед окислителем в уравнении
HNO₂ + KMnO₄ + H₂SO₄ → HNO₃ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O равен

○ 1) 5 ○ 2) 7 ○ 3) 2 ○ 4) 10.

Определите степени окисления всех веществ, участвующих в реакции, напишите уравнения процессов окисления и восстановления и рассчитайте коэффициенты в данной реакции.