Основные классы неорганических соединений

Т. С. Химич

ПРАКТИКУМ

ПО ОБЩЕЙ ХИМИИ

Часть 2

Омск 2009

 

Федеральное агентство по образованию

ГОУ ВПО «Сибирская государственная автомобильно-дорожная

академия (СибАДИ)»

 

 

Т.С.Химич

ПРАКТИКУМ

ПО ОБЩЕЙ ХИМИИ

 

Часть 2

 

 

 

Омск

СибАДИ

Т. С. Химич

ПРАКТИКУМ

ПО ОБЩЕЙ ХИМИИ

Часть 2

Омск 2009

Федеральное агентство по образованию

ГОУ ВПО «Сибирская государственная автомобильно-дорожная

академия (СибАДИ)»

 

 

Т.С.Химич

ПРАКТИКУМ

ПО ОБЩЕЙ ХИМИИ

 

Часть 2

 

 

 

 

Омск

СибАДИ

УДК 546

ББК 24.1

Х 76

 

Рецензенты: канд.техн.наук, доц. Е.Л.Колбина (ОмГТУ);

канд.пед.наук, доц. Е.Ю. Тюменцева (ОГИС)

 

 

Работа одобрена редакционно-издательским советом академии в качестве учебного пособия к выполнению лабораторных работ для студентов механических специальностей заочной формы обучения по дисциплине «Общая химия».

 

 

Химич Т. С.

Х 76 Практикум по общей химии. Часть 2. - Омск: СибАДИ, 2009. - 70 с.

 

 

Работа одобрена НМСС 190701 в качестве учебного пособия для выполнения самостоятельной работы студентов заочной формы обучения по дисциплине «Общая химия» для студентов специальностей 190701 – Организация перевозок и управление на транспорте, 190702 – Организация и безопасность движения, 190603 – Сервис транспортных и технологических машин и оборудования, 190601 – Автомобили и автомобильное хозяйство, 190205 – Подъёмно-транспортные, строительные, дорожные машины и оборудование. В нем содержатся объем и виды учебной дисциплины, вопросы для самоконтроля, тесты для подготовки к экзамену, требования к уровню освоения содержания дисциплины, методические рекомендации и указания по освоению дисциплины и выполнению контрольных работ, список рекомендуемой литературы. Учебное пособие окажет практическую помощь в межсессионный период студентам в организации самостоятельной работы по изучению дисциплины «Общая химия».

 

 

Табл. 1. Ил. 1. Библиогр.: 4 назв.

ã ГОУ «СибАДИ», 2009

 

ОГЛАВЛЕНИЕ

Предисловие…………………………………………………………………………..4

Объем дисциплины и виды учебной работы………………………………….........4

Разделы дисциплины и виды занятий……………...………………………………..5

Основные классы неорганических соединений ………...……………………….6

Лабораторная работа №1………………………………………………...............12

Вопросы для самоконтроля……………………………………………………...15

Тест для подготовки к экзамену...........................................................................16

Окислительно-восстановительные реакции ……..……………………….........19

Лабораторная работа №2………………..……………………….........................27

Вопросы для самоконтроля……………………………………………………...29

Тест для подготовки к экзамену...........................................................................30

Электрохимические процессы ………………………………………………........35

Лабораторная работа №3………………………………………….......................39

Вопросы для самоконтроля……………………………………………………...40

Тест для подготовки к экзамену...........................................................................40

Электролиз ………………………………………………………………..................45

Лабораторная работа №4………………………………………………….……51

Вопросы для самоконтроля…………………………………………………….52

Тест для подготовки к экзамену.........................................................................53

Коррозия и защита металлов ………………………………………………..........58

Лабораторная работа №5………………………………………….......................61

Вопросы для самоконтроля……………………………………………….……..62

Тесты для подготовки к экзамену........................................................................64

Приложение………………………………………………………………………….70

Библиографический список…………………………………………………………70

 

 

ПРЕДИСЛОВИЕ

Данное учебное пособие представляет собой обучающий комплекс по химии для студентов-заочников ускоренной и полной форм обучения механических специальностей. Для студентов представлены данные о полном объеме работы по общей химии и содержании отдельных разделов.

Далее предлагается теоретический материал, необходимый для выполнения лабораторных работ с указанием времени на самостоятельную работу для его изучения. Рекомендации к выполнению лабораторного практикума содержат описание опытов и основные указания для их выполнения.

Для проверки степени усвоения теории разработаны вопросы для самопроверки и тесты, которые помогут в подготовке к экзаменам по важнейшим для механиков темам.

 

ОБЪЕМ ДИСЦИПЛИНЫ И ВИДЫ УЧЕБНОЙ РАБОТЫ

Вид учебной работы	З/П	З/С
Всего часов	Семестр	Всего часов	Семестр
Общая трудоемкость дисциплины
Аудиторные занятия
Лекции
Практические занятия (ПЗ)	-	-	-	-
Семинары (С)	-	-	-	-
Лабораторные работы (ЛР)
Иные виды аудиторных занятий (указать)	-	-	-	-
Самостоятельная работа (СР)
Изучение литературы теоретич. курса
Курсовой проект	-	-	-	-
Расчетно-графические (контрольные) работы
Реферат	-	-	-	-
Иные виды самостоятельной работы (указать)	-	-	-	-
Вид итогового контроля (зачет, экзамен)	Экзамен	Экзамен

РАЗДЕЛЫ ДИСЦИПЛИНЫ И ВИДЫ ЗАНЯТИЙ

Разделы и темы дисциплины	Трудоемкость, ч.
Лекции	ПЗ	ЛР	СР
З/П	З/С	З/П	З/С	З/П	З/С	З/П	З/С
1,2 семестры
Раздел 1. Химические системы
Тема 1.1. Растворы. Дисперсные системы			-	-
Тема 1.2. Электрохимические системы			-	-
Тема 1.3. Катализаторы и каталитические системы	-	-	-	-	-	-
Тема 1.4. Полимеры и олигомеры	-	-	-	-	-	-
Раздел 2. Химическая термодинамика и кинетика
Тема 2.1. Энергетика химических процессов	0,5	0,5	-	-	-	-
Тема 2.2. Химическое и фазовое равновесие	0,25	0,25	-	-	-	-
Тема 2.3. Скорость реакции и методы её регулирования	0,25	0,25	-	-	-	-
Раздел 3. Реакционная способность веществ
Тема 3.1. Химия и периодическая система элементов	-	-	-	-	-	-
Тема 3.2. Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства веществ	-	-	-	-
Тема 3.3. Химическая связь, комплементарность	-	-	-	-	-	-
Раздел 4. Химическая идентификация
Тема 4.1. Понятие о качественном и количественном анализе	-	-	-	-	-	-
Тема 4.2. Химический, физико-химический и физический анализ. Аналитический сигнал	-	-	-	-	-	-
Итого			-	-

 

Лабораторная работа №1

ПОЛУЧЕНИЕ И СВОЙСТВА

ОСНОВАНИЙ, КИСЛОТ И СОЛЕЙ

 

Опыт 1. Получение щелочей.

1.1. Взаимодействие металла с водой.

В кристаллизатор или фарфоровую чашечку налейте дистиллированной воды (примерно 1/2 сосуда). Получите у преподавателя кусочек металлического натрия, предварительно подсушенного фильтровальной бумагой. Бросьте кусочек натрия в кристаллизатор с водой. По окончании реакции добавьте несколько капель фенолфталеина. Отметьте наблюдаемые явления, составьте уравнение реакции. Назовите полученное соединение, запишите его структурную формулу.

1.2. Взаимодействие оксида металла с водой.

В пробирку налейте дистиллированной воды (1/3 пробирки) и поместите в нее комочек CaO, тщательно перемешайте, добавьте 1 – 2 капли фенолфталеина. Отметьте наблюдаемые явления, напишите уравнение реакции. Назовите полученное соединение, дайте его структурную формулу.

 

Вопросы для самоконтроля

1. Что называется оксидом?

2. Классификация оксидов. Примеры.

3. Составьте формулы высших оксидов следующих элементов:

а) К, Ва, Аs, W, Сl; б) Zn, Mg, Al, N, Mn.

4. Запишите уравнения реакций всех возможных способов получения кислотных оксидов.

5. Опишите общие химические свойства и способы получения следующих оксидов: СаО, Р₂О₅, Na₂O, В₂О₃.

6. С какими из перечисленных веществ будет реагировать ВаО? Запишите уравнение реакций: Mg(OH)₂, N₂O₅, Н₂SO₃, СО₂, К₂О.

7. Уравнениями химических реакций опишите свойства амфотерных оксидов: Cr₂O₃, BeO.

8. Среди перечисленных ниже оксидов отметьте основные. Ответ подтвердите уравнениями химических реакций: N₂O₅, Li₂O, As₂O₅, CaO.

9. Какие из перечисленных ниже оксидов будут взаимодействовать с оксидами металлов? Запишите уравнение реакций: SO₃, SrO, ZnO.

10. Какие из перечисленных ниже оксидов будут взаимодействовать с Р₂О₅? Запишите уравнения реакций: СО, Al₂O₃, As₂O₅, CaO.

11. Запишите уравнения реакций получения растворимых и нерастворимых гидроксидов.

12. Уравнениями химических реакций покажите свойства гидроксида кальция.

13. С каким из нижеперечисленных соединений будет вступать в реакцию КОН: MgO, Mn₂O₇, Al₂O₃, N₂O₃?

14. Назвите следующие гидроксиды: LiOH, Fe(OH)₃, NH₄OH, Pb(OH)₄, Sn(OH)₂.

15. Напишите химические формулы: гидроксида висмута (III), гидроксида бария, гидроксида лития.

16. Запишите уравнения реакций взаимодействия амфотерных гидроксидов Pb(OH)₂ и Cr(OH)₃ со щелочью и кислотой.

17. Что называется кислотой?

18. Запишите уравнения реакций получения кислородных и бескислородных кислот.

19. Важнейшие кислоты и названия их солей.

20. Напишите уравнения реакций получения угольной кислоты.

21. Как определяется основность кислот? Примеры.

22. Напишите ступенчатую диссоциацию следующих кислот: кремниевой, хромовой, мышьяковой.

23. С какими из перечисленных ниже веществ вступает в реакцию серная кислота? Назовите образующиеся соединения: Al, CuO, N₂O₃, Cr(OH)₃, Ba(NO₃)₂.

24. Распределите по классам соединений CaSO₄, H₂S, MgO, CaCl₂, Na₂HPO₄, H₂CO₃, Pb(OH)₂, Pb(OH)₄, N₂O₅, KHCO₃, (MgOH)₂CO₃ и назовите их в соответствии с номенклатурой.

25. Напишите реакции разложения: Pb(OH)₂→…; Pb(OH)₄→…; Al₂(CO₃)₃→….

26. Напишите формулы соединений:

а) фосфорная кислота, азотная кислота;

б) гидроксид бария, гидроксид хрома(3);

в) оксид хлора(I), оксид хлора(III), оксид хлора(VII), гидрокарбоната калия.

27. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: MgCO₃→ MgO→ Mg(NO₃)₂→ Mg(OH)₂→MgO.

 

Тест для подготовки к экзамену

1. Какие из приведенных ниже реакций невозможны?

1) HC1 + Cu →; 2) SO₂+K₂O →; 3) Na₂O +Са(ОН)₂ →.

2. С какими веществами не взаимодействует Cs₂O?

1) Н₂О; 2) NaOH; 3) НCl.

3. Какие из приведённых реакций возможны?

1) Сu + HCI; 2) СО₂ + Са(ОН)₂; 3) Al + NaOH.

 

4. Оксиды – это соединения, состоящие из

1) металла и кислотного остатка;

2) металла и кислорода;

3) металла и водорода.

 

5. Какой металл будет взаимодействовать как с раствором H₂SO_4(разб), так и с раствором NaOH_(разб)?

l) Zn; 2) Сu; 3) К.

6. К какому классу неорганических соединении относится Ca(HSO₄)₂?

1) соли; 2) основания; 3) кислоты.

7. Оксиды бывают

1) ионные; 2) аморфные; 3)основные.

8. Кислоты – это соединения, состоящие из

1) металла и кислорода;

2)водорода и кислотного остатка;

3) металла и кислотного остатка.

9. К каким солям относится (CaOH)₂SO₄?

1)кислым; 2) средним; 3) основным.

 

10. Кислотные оксиды взаимодействуют

1) с кислотами; 2) с солями; 3) c основными оксидами.

 

11. Соли – это соединения, состоящие из

1) металла и гидроксогруппы;

2) металла и кислорода;

3) металла и кислотного остатка.

 

12. Какой металл взаимодействует с раствором щелочи?

1) Al; 2) Ni; 3) Na.

 

13. С какими веществами не взаимодействует СаСl₂?

1) с основаниями;

2) с основными оксидами;

3) с кислотами.

14. Амфотерный оксид – это

1) CaO; 2) Cr₂O₃; 3) CO₂.

15. Основной оксид – это

1) N₂O₅; 2) As₂O₅; 3) CaO.

 

16. С каким из нижеперечисленных соединений будет вступать в реакцию КОН?

1) MgO; 2) Mn₂O₇; 3)N₂O₃.

17. Какие из приведенных ниже реакций возможны?

1) HC1 + Cu →; 2) SO₂+K₂O →; 3) Na₂O +Са(ОН)₂ →.

 

18. Н₂SO₄ относится к

1) оксидам; 2) кислотам; 3) солям.

19. К какому классу неорганических соединений относится ZnOHCl?

1) соли; 2) основания; 3) кислоты.

20. С какими веществами не взаимодействует MgO?

1) Н₂О; 2) NaOH; 3) НCl.

 

21. К какому типу соли относится NaHCO₃?

1)кислые; 2) средние; 3) основные.

 

22. Какой металл взаимодействует с раствором щелочи?

1) Zn; 2) K; 3) Co.

 

23. При взаимодействии Na с водой получается

1) соль; 2) кислота; 3) щелочь.

 

24. По числу атомов водорода соляная кислота относится к

1) одноосновной; 2) двухосновной; 3) трехосновной.

 

25. Кислотные оксиды реагируют со щелочами с образованием

1) кислот; 2) основных оксидов; 3) солей.

 

 

Ответы на тест:

 

Номер вопроса
Вариант ответа	1,3		2,3
Номер вопроса
Вариант ответа		1,2			2,3				1,2
Номер вопроса
Вариант ответа

Схемы перехода электронов

Метод электронного баланса

Пример 1.

 

H₂S^–2 + K₂Cr₂⁺⁶O₇ + H₂SO₄ → S⁰ + Cr₂⁺³(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O.

B O

1. Определяем степени окисления всех элементов.

2. Определяем элементы, изменяющие степень окисления.

3. Составляем электронные полуреакции. Термином «полуреакция» обозначают отдельное уравнение (электронное или электронно-ионное), характеризующее процесс «восстановления» или процесс «окисления», т.е. лишь одну стадию единого окислительно-восстано-вительного процесса.

3 S^–2 - 2e^- → S⁰ – окисление; восстановитель.

1 2Cr⁺⁶ + 6e^- → 2Cr⁺³ – восстановление; окислитель.

4. Находим наименьшее общее кратное для числа переданных эле-ктронов – 6. Расставляем эти коэффициенты.

3H₂S + K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ → 3S + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 7H₂O.

Подбираем коэффициенты для атомов и ионов, не участвующих в окислении-восстановлении. По числу кислотных остатков в правой части уравнения находим коэффициент для кислоты – 4.

По числу Н⁺ в левой части находим коэффициент для Н₂О – 7.

5. Уравниваем металлы.

6. Уравниваем кислотные остатки.

7. Уравниваем водород.

8. Правильность уравнивания определяем по кислороду.

 

Пример 2.

Для того чтобы составить уравнения окислительно-восстанови-тельной реакции, следует:

1. Написать продукты реакции, руководствуясь схемами перехода, и установить элементы, изменяющие степень окисления в зависимости от среды раствора, например: KMnO₄ + Н₂S + H₂SO₄ , учитывая, что в данной реакции кислая среда Mn⁷⁺ изменит степень окисления до Mn²⁺, а сера S^2- – до S⁰.

Mn⁷⁺ → Mn²⁺.

S^2- → S⁰.

Следовательно, продуктами реакции будут являться сульфат марганца, сульфат калия, свободная сера и вода:

KMnO₄ + Н₂S + H₂SO₄ → MnSO₄ + K₂SO₄ + S⁰ + H₂O.

2. Составить электронные уравнения, указать окислитель и восстановитель.

Mn⁷⁺ + 5e^- → Mn²⁺ 2 окислитель.

S^2- - 2e^- → S⁰ 5 восстановитель.

3. В правую и левую части уравнения поставить коэффициенты:

2KMnO₄ + 5Н₂S + 3H₂SO₄ → 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 5S + 8H₂O.

Порядок расстановки коэффициентов:

1. Сначала ставят найденные коэффициенты в правую и левую части уравнения перед формулами веществ, в которых элементы изменили степень окисления:

2KMnO₄ + 5Н₂S + H₂SO₄ → 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 5S⁰ + H₂O.

2. Затем уравнивают металлы и кислотные остатки, если они сохраняются:

2KMnO₄ + 5Н₂S + 3H₂SO₄ → 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 5S⁰ + 8H₂O.

3.Уравнивают водород и кислород:

2KMnO₄ + 5Н₂S + 3H₂SO₄ → 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 5S⁰ + 8H₂O.

Чтобы число отданных и принятых электронов было одинаковым в схеме электронного баланса находят наименьшее общее кратное и коэффициенты перед окислителем и восстановителем например:

Mn⁷⁺ + 5e → Mn²⁺ 10 2

S^2- − 2e^- → S⁰ 10 5

В данном примере для окислителя коэффициент равен 2, а для восстановителя – 5.

 

Лабораторная работа № 2

Вопросы для самоконтроля

1. Указать, какие из перечисленных веществ могут быть только окислителями, окислителями и восстановителями? Cl₂, Cu⁰, HCl, HClO₄, Cr₂O₃, ZnS, KBr, H₃PO₄, H₂SO₄, Ag⁰, FeCl₃, Cu(OH)₂, K₂CrO₄, KMnO₄.

2. Привести примеры реакций, в которых водород H₂ является окислителем, и тех, где H₂ является восстановителем.

3. Какие из указанных реакций соединения являются окислительно-восстановительными? Написать уравнения, расставить коэффициенты:

CaO + CO₂ →

Fe + Cl₂ →

Zn + S →

Mg + O₂ →

MgO + SO₃ →

4. Закончить уравнения, расставить коэффициенты, указать окислитель и восстановитель:

KMnO₄ + K₂SO₃ + H₂SO₄ →

KMnO₄ + FeSO₄ + H₂SO₄ →

K₂CrO₄ + Na₂SO₃ + H₂SO₄ →

K₂Cr₂O₇ + HCl →

K₂Cr₂O₇ + H₂S + H₂SO₄ →

K₂CrO₄ + FeCl₂ + HCl →

5. Написать уравнение окислительно-восстановительной реакции в кислой, щелочной и нейтральных средах, расставить коэффициенты:

KMnO₄ + SnCl₂ + HCl →

K₂CrO₄ + KI + HCl →

Cr(OH)₃ + Br₂ + KOH →

AgNO₃ + H₂O₂ + NH₄OH →

Na₂SO₃ + I₂ + H₂O →

P + HNO₃ + H₂O →

6. Закончить уравнение окислительно-восстановительной реакции, расставить коэффициенты:

СuS + HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + H₂SO₄ + NO + H₂O.

KClO₃ + HCl → KCl + Cl₂ + H₂O.

NH₃ + O₂ → NO + H₂O.

Zn + H₂SO₄ → ZnSO₄ + SO₂ + H₂O.

PbS +HNO₃ → Pb (NO₃)₂ + H₂SO₄ + NO + H₂O.

 

Тест для подготовки к экзамену

1. Какие из реакций, протекающих по схемам

1. K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → CrO₃ + K₂SO₄ + H₂O;

2. KBr + KBrO₃ + H₂SO₄ → Br₂ + K₂SO₄ + H₂O;

3. Na₂SO₃ + KMnO₄ + H₂O → Na₂SO₄ + MnO₂ + KOH,

являются окислительно-восстановительными?

1) 1 и 2;

2) 2 и 3;

3) 1 и 3;

4) 3.

2. Окислители – это вещества,

1) принимающие электроны;

2) отдающие электроны;

3) возводящие в квадрат электроны.

3. Определите степень окисления хрома в соединении K₂Cr₂O₇.

1) +3;

2) +6;

3) -6;

4) 0.

4. В какой группе периодической системы Д.И. Менделеева находятся самые сильные окислители?

1) III;

2) IV;

3) VI;

4) VII.

5. MnO₂ в окислительно-восстановительных реакциях может быть

1) только окислителем;

2) только восстановителем;

3) и окислителем и восстановителем.

6. Азот в соединениях проявляет разные степени окисления: NH₃; N₂; NO; NO₂; KNO₃. Минимальная степень окисления азота равна

1) -1;

2) -2;

3) -3;

4) +5.

7. Атомы металлов являются

1) восстановителями;

2) окислителями;

3) не меняют степень окисления.

 

8. Для окислительно-восстановительной реакции

Mg + H₂SO_{4 К} → MgSO₄ + H₂S + H₂O определите: какое число молей атомов кислорода в левой или в правой части уравнения?

1) 18;

2) 20;

3) 22;

4) 28.

 

9. Для окислительно-восстановительной реакции

AsH₃ + AgNO₃ + H₂O → Ag + H₃AsO₄ + HNO₃ определите: сколько молей восстановителя участвует в реакции.

1) 4;

2) 3;

3) 2;

4) 1.

10. Окислительно-восстановительная реакция может протекать в прямом направлении согласно второму закону термодинамики, если

1) ∆ G < 0;

2) ∆ G > 0;

3) ∆ G = 0;

4) .

 

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ

(Время на самостоятельную работу – 16 часов)

 

Химические реакции, сопровождающиеся возникновением электрического тока или протекающие под действием электрического тока, называются электрохимическими.

 

Гальванические элементы

Гальваническими элементами называются устройства, которые применяют для превращения энергии окислительно-восстанови-тельной реакции в электрическую энергию. В простейшем случае гальванический элемент состоит из двух электродов – пластин или стержней, изготовленных из разных металлов и погруженных в раствор электролита. В такой системе окислительно-восстановительные реакции пространственно разделены: окисление протекает на одном металле, а восстановление – на другом. Электроны передаются от восстановителя к окислителю по внешней цепи. Этот направленный поток электронов представляет собой электрический ток. Важным понятием в гальваническом элементе является электродный потенциал.

В кристаллической решетке металла существует подвижное равновесие, которое выражается уравнением Ме ↔ Ме⁺ⁿ + ne^- . При погружении металла в водный раствор ионы металла под действием полярных молекул воды отрываются и переходят в раствор. При этом металлическая пластина заряжается отрицательно, а раствор положительно. Возникает двойной электрический слой. Между пластинкой и прилегающим к ней слоем раствора возникает скачок потенциалов. Возникшая разность электростатических потенциалов на границе между металлом (электродом) и раствором есть электродный потенциал.

При погружении металлического электрода в раствор одноименной соли в зависимости от природы металла возможен переход металла в состояние иона – процесс окисления:

Ме⁰ ↔ Ме⁺ⁿ + ne^-

или обратный процесс – восстановления:

Ме⁺ⁿ + ne^- ↔ Ме⁰.

Принято считать скачок потенциала положительным, если металл заряжен положительно относительно двойного электричес­кого слоя, и отрицательным, если металл заряжен отрицательно. Для каждого металлического электрода величину его элект­родного потенциала измеряют относительно электрода сравнения, потенциал которого условно принят равным нулю (водородный электрод).

Вследствие различной химической активности металлов их электродные потенциалы различаются. Если металлы расположить по мере возрастания их электродных потенциалов, то получится ряд, называемый электрохимическим (см. приложение).

 

Na⁺Mg⁺² Zn⁺²Fe⁺² Ni ⁺²Pb⁺² Н ⁺ Си⁺² Аg⁺ Рt^{+ 2} Аu⁺³

- 2,71 -2,36 - 0,76 -0,44 - 0,23 -0,13 00,34 0,799 1,20 1,50

 

Ряд напряжений имеет не только большое теоретическое значение, но с его помощью можно решить ряд практических вопросов:

1. Металлы, стоящие в ряду до водорода, взаимодействуют с кислотами, вытесняя водород:

Zn + 2HCl ® ZnCl₂ + H₂↑.

2. Металлы, стоящие в ряду после водорода, характеризуются химической инертностью и не вытесняют водород из раствора кислот:

Ag + HCl ®.

3. Любой металл, стоящий левее (т.е. предыдущий), вытесняет из растворов солей металл, стоящий правее (т.е. последующий):

Fe + CuCl₂ ® Сu⁰ + FeCl₂.

4. В гальваническом элементе металл, стоящий левее (с меньшим потенциалом), будет анодом, а металл, стоящий правее, – катодом.

Металлы, более активные, чем водород, имеют отрицатель­ный потенциал, а менее активные – положительный.

Электродный потенциал зависит от природы металла, кон­центрации в растворе его катионов, их валентности и темпера­туры.

Для сравнения измеряют потенциалы электродов, опущенных в растворы с концентрацией ионов металла 1 моль/л и при тем­пературе 25 ° С. Такой электродный потенциал называется стандартным и обозначается j ⁰.

Зависимость электродного потенциала от концентрации ионов металла в растворе С и температуры Т описывается уравнением Нернста:

j = j ⁰ + RT/nF ´ ln C_Me⁺ⁿ,

где j ⁰ – стандартный электродный потенциал, В; С – концентрация ионов металла в растворе, моль/л; T – абсолютная температура раствора, Кельвин; n – заряд иона металла; F – число Фарадея (96495 Кл); R – универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/моль).

Если подставить значения констант и перевести натуральный логарифм ln в десятичный lg, то уравнение Нернста примет следующий вид:

j = j ⁰ + 0,059 /n ´ lg C_Me⁺ⁿ.

Основной количественной характеристикой гальваническо­го элемента является электродвижущая сила (ЭДС), которая определяется как разность электродных потенциалов катода и анода.

ЭДС = j_к - j_а.

О возможности осуществления окислительно-восстановительной реакции в гальваническом элементе можно судить по изменению изобарно-изотермического потенциала системы (кДж). Связь между ΔG и ЭДС выражается уравнением

∆G = - nFE,

где Е - ЭДС гальванического элемента.

Если известна константа равновесия реакции К, протекающей в гальваническом элементе, то ЭДС можно определить из следующей зависимости:

E = 0,059 /n ´ ln К.

Лабораторная работа № 3

 

Вопросы для самоконтроля

 

1. Какие приборы называются гальваническими?

2. Что такое двойной электрический слой?

3. Что такое электродный потенциал? Его расчет по уравнению Нернста.

4. Электрохимический ряд стандартных электродных потенциа­лов. Его сущность и практическое значение.

5. Какие гальванические элементы называются концентрацион­ными? Принцип работы.

6. Вычислите потенциал свинцового электрода в насыщенном растворе бромида свинца, если концентрация иона свинца состав­ляет 10^-5 г-ион/л.

7. Насколько изменится потенциал цинкового электрода, если раствор соли цинка, в который он погружен, разбавить в 10 раз?

8. В гальваническом элементе протекает реакция

Cd + CuSO₄ → CdSО₄ + Cu.

Составьте схему элемента, покажите окислительно-восстанови-тель­ный процесс и вычислите ЭДС по стандартным значениям потенциа­лов катода и анода.

9. Какие процессы происходят на электродах гальванического, элемента

Zn│Zn²⁺(C₁ ) | Zn²⁺ (C₂) │Zn (C₁< C₂)?

Рассчитайте ЭДС такого элемента, зная, что C₂ = 100 С₁.

10. Вычислите ЭДС элементов:

Sn │ Sn²⁺(0,1 М) || Ag⁺(1 М) │Ag.

Cu │Cu²⁺(0,01 М) || Ag⁺ (2 М)│ Ag.

Cd │Cd²⁺(0, 003 М) || Cu²⁺ (0,1 М)│Cu.

 

Тест для подготовки к экзамену

1. Укажите вид энергии, которая вырабатывается при работе гальванических элементов.

1) химическая;

2) электрическая;

3) тепловая;

4) световая.

 

2. Электродвижущая сила гальванического элемента определяется по формуле

1) ЭДС = j_а^° - j_к^°;

2) ЭДС = j_к^° - j_а^°;

3) ЭДС = j_к^° + j_а^°;

4) ЭДС = j_а^° + j_к^°.

 

3. Процесс, протекающий на аноде в гальваническом элементе, –

1) восстановление;

2) окисление;

3) окисление и восстановление.

 

4. Процесс, протекающий на катоде в гальваническом элементе, –

1) окисление;

2) восстановление;

3) окисление и восстановление.

 

5. Укажите цепь гальванического элемента, которая составлена верно.

1) Pb | Pb(NO₃)₂ || Mg(NO₃)₂ | Mg;

2) Mg | Mg(NO₃)₂ || Pb(NO₃)₂ | Pb;

3) Mg(NO₃)₂ Mg || Pb(NO₃)₂ | Pb;

4) Mg | Mg(NO₃)₂ || Pb | Pb(NO₃)₂.

 

6. Стандартные электродные потенциалы меди и алюминия равны соответственно + 0,34 В; - 1,66 В. Какой металл является анодом, если цепь гальванического элемента образована медным и алюминиевым электродами?

1) медь;

2) алюминий;

3) оба металла.

 

7. Какая цепь гальванического элемента составлена правильно?

1) ZnSO₄ | Zn || Cu | CuSO₄;

2) Zn | ZnSO₄ || CuSO₄| Cu;

3) Zn | ZnSO₄ || Cu | CuSO₄.

 

8. Какой вид энергии переходит в электрическую в гальваническом элементе?

1) световая;

2) механическая;

3) химическая;

4) тепловая.

 

9. Стандартные электродные потенциалы меди и никеля равны соответственно + 0,34 В, - 0,23 В. Какой металл является катодом, если цепь гальванического элемента образована медным и никелевым электродами?

1) никель;

2) медь;

3) никель и медь.

 

10. Стандартные электродные потенциалы меди, железа и магния равны соответственно + 0,34 В; - 0,44 В; - 2,37 В. Какой металл более активный?

1) медь;

2) железо;

3) магний;

4) железо и магний.

 

11. В какой вид энергии переходит химическая в гальваническом элементе?

1) тепловую;

2) световую;

3) электрическую;

4) механическую.

 

12. Какая цепь гальванического элемента составлена правильно?

1) Cu | Cu(NO₃)₂ || AgNO₃ | Ag;

2) Cu | Cu(NO₃)₂ || Ag | AgNO₃;

3) Cu(NO₃)₂ | Cu || Ag | AgNO₃.

 

13. Стандартные электродные потенциалы свинца и марганца равны соответственно - 0,13 В; - 1,18 В. Какой металл является анодом, если цепь гальванического элемента составлена марганцевым и свинцовым электродами?

1) марганец;

2) свинец;

3) оба металла.

 

14. Стандартные электродные потенциалы серебра и никеля равны соответственно + 0,80 В; - 0,23 В. Какой металл является катодом, если цепь гальванического элемента составлена из серебряного и никелевого электродов?

1) никель;

2) серебро;

3) оба металла.

 

15. Стандартные электродные потенциалы никеля и цинка равны соответственно - 0,23 В; - 0,76 В. Какой металл является источником электронов, если цепь гальванического элемента составлена двумя электродами: никелевым и цинковым?

1) никель;

2) цинк;

3) оба металла.

 

16. Стандартные электродные потенциалы железа и алюминия равны соответственно - 0,44 В; - 1,66 В. Какой процесс протекает на алюминиевом электроде, если цепь гальванического элемента образована двумя электродами: алюминиевым и железным?

1) окисление;

2) восстановление;

3) окисление и восстановление.

 

17. Стандартные электродные потенциалы меди и цинка равны соответственно + 0,34 В; - 0,76 В. Гальваническая цепь составлена двумя электродами: цинковым и медным. Какой процесс протекает на медном электроде?

1) окисление;

2) восстановление;

3) оба процесса.

 

18. Какая токообразующая реакция протекает в данном гальваническом элементе Zn | ZnSO₄ || CuSO₄ | Cu?

1) Cu⁰ + Cu⁺² → Zn⁺² + Zn⁰_;

2) Cu⁰ + Zn⁺² → Zn⁰ + Cu⁺²;

3) Zn⁰ + Cu⁺² → Zn⁺² +Cu⁰;

4) Cu⁰ + Zn⁰ → Cu⁺² +Zn⁺².

 

19. Какая цепь гальванического элемента составлена правильно?

1) Pb | Pb(NO₃)₂ || Fe | Fe(NO₃)₂;

2) Fe | Fe(NO₃)₂ || Pb(NO₃)₂ | Pb;

3) Pb(NO₃)₂ | Pb || Fe | Fe(NO₃)₂.

 

20. Какая токообразующая реакция протекает в данном гальваническом элементе Al | Al₂(SO₄)₃ || FeSO₄| Fe?

1) 2Al⁰ + 2Al⁺³ → 3Fe⁺² + 3Fe⁰;

2) 2Al⁰ + Fe⁰ → 2Al⁺³ + 3Fe⁺²;

3) 2Al⁰ +3Fe⁺² → 2Al⁺³ + 3Fe⁰.

 

21. Электродные потенциалы алюминия, цинка и золота равны соответственно - 1,70 В; - 0,76 В; + 1,50 В. Какой металл более активен?

1) золото;

2) алюминий;

3) цинк.

 

22. Электродные потенциалы магния, цинка и меди равны соответственно - 2,37 В; - 0,76 В; + 0,34 В. Какие металлы могут быть анодами в гальванических элементах?

1) Cu;

2) Zn;

3) Mg;

4) Mg и Zn.

23. Составлена схема гальванического элемента

Mg | MgSO₄ || ZnSO₄ | Zn. Какой процесс протекает на аноде?

1) Zn⁰ - 2e^- ® Zn⁺²;

2) Mg⁰ - 2e^- ® Mg⁺²;