авторефераты диссертаций БЕСПЛАТНАЯ БИБЛИОТЕКА РОССИИ

КОНФЕРЕНЦИИ, КНИГИ, ПОСОБИЯ, НАУЧНЫЕ ИЗДАНИЯ

<< ГЛАВНАЯ
АГРОИНЖЕНЕРИЯ
АСТРОНОМИЯ
БЕЗОПАСНОСТЬ
БИОЛОГИЯ
ЗЕМЛЯ
ИНФОРМАТИКА
ИСКУССТВОВЕДЕНИЕ
ИСТОРИЯ
КУЛЬТУРОЛОГИЯ
МАШИНОСТРОЕНИЕ
МЕДИЦИНА
МЕТАЛЛУРГИЯ
МЕХАНИКА
ПЕДАГОГИКА
ПОЛИТИКА
ПРИБОРОСТРОЕНИЕ
ПРОДОВОЛЬСТВИЕ
ПСИХОЛОГИЯ
РАДИОТЕХНИКА
СЕЛЬСКОЕ ХОЗЯЙСТВО
СОЦИОЛОГИЯ
СТРОИТЕЛЬСТВО
ТЕХНИЧЕСКИЕ НАУКИ
ТРАНСПОРТ
ФАРМАЦЕВТИКА
ФИЗИКА
ФИЗИОЛОГИЯ
ФИЛОЛОГИЯ
ФИЛОСОФИЯ
ХИМИЯ
ЭКОНОМИКА
ЭЛЕКТРОТЕХНИКА
ЭНЕРГЕТИКА
ЮРИСПРУДЕНЦИЯ
ЯЗЫКОЗНАНИЕ
РАЗНОЕ
КОНТАКТЫ


Pages:     | 1 | 2 || 4 |

«Министерство образования и науки Российской Федерации 2006 Иркутский государственный технический университет Центр технологий ...»

-- [ Страница 3 ] --

E = (Pb) – (Zn) = – 0,18 – (–0,79) = 0,61B.

Поскольку (Pb) (Zn), то на свинцовом электроде будет происходить восстановление, т.е. он будет служить катодом:

Pb2+ + 2e– = Pb.

На цинковом электроде будет протекать процесс окисления:

Zn = Zn2+ + 2e–, т.е. этот электрод будет анодом.

Схема рассматриваемого гальванического элемента имеет следующий вид:

(–) Zn | Zn(NO3)2 (0,1M) || Pb(NO3)2 (0,02M) | Pb (+).

КОНЦЕНТРАЦИОННЫЕ ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ Гальванический элемент может быть составлен не только из различных, но и из одинаковых электродов, погруженных в растворы одного и того же электролита, различающиеся только концентрацией. Как и в рассмот ренных выше случаях ЭДС такого элемента равна разности потенциалов составляющих его электродов.

ПРИМЕР Определить ЭДС гальванического элемента:

Ag | AgNO3(0,001M) || AgNO3 (0,1M) | Ag.

В каком направлении будут перемещаться электроны во внешней цепи при работе этого элемента?

Решение Стандартный электродный потенциал системы Ag+/ Ag равен 0,80 В.

Обозначив потенциал левого электрода через 1, а правого – через 2, находим (используя частную форму уравнения Нернста, см. выше):

1 = 0,80 + 0,059 lg 0,001 = 0,80 + 0,59 (–3) = 0,62 В, 2 = 0,80 + 0,059 lg 0,1 = 0,80 – 0,059 = 0,74 В.

Вычисляем ЭДС элемента:

Е = 2 – 1 = 0,74 – 0,62 = 0,12 В.

Поскольку 1 2, то левый электрод будет служить отрицательным по люсом элемента и электроны будут перемещаться во внешней цепи от левого электрода к правому, т.е.:

А (–) Ag | FgNO3 (0,001 M) || AgNO3 (0,1 M) | Ag (+) K Электрохимические системы АККУМУЛЯТОРЫ Химические источники тока, предназначенные для многократного их ис пользования за счет регенерации активных компонентов электродов в процессе зарядки, называются аккумуляторами Широкое распространение получили свинцовые и никелевые аккумуля торы.

Свинцовый аккумулятор Свинцовый аккумулятор состоит из решетчатых свинцовых пластин, од ни из которых заполнены диоксидом свинца, другие – металлическим губчатым свинцом. Пластины погружены в 32-39 %-ный раствор H2SO ( = 1,24 – 1,30 г/мл;

при этой концентрации электрическая проводимость раствора серной кислоты максимальна.

При разряде (разрядке) Pb-аккумулятора:

• анодный процесс – окисление металлического свинца:

А(–): Pb + SO42– – 2e– PbSO4;

• катодный процесс – восстановление диоксида свинца:

К(+): PbO2 + SO42– + 4H+ + 2e– PbSO4 +2H2O Во внешней цепи:

e– А(–) Pb PbO2 (+)К (электроны от металлического Pb (анода) переходят к атомам свинца в PbO2 (катоду), т.е. от одного электрода к другому).

Во внутренней цепи (в растворе H2SO4):

ионы SO42– движутся к аноду;

• ионы H+ – к катоду;

• таким образом, у анода расходуются анионы, а у катода – катионы, в итоге раствор остается нейтральным.

Суммарное уравнение реакции:

Pb + PbO4 + 4H+ + 2SO42– 2PbSO4 + 2H2O Напряжение заряженного свинцового аккумулятора равно приблизи тельно 2В. По мере разряда аккумулятора материалы его катода (PbO2) и анода (Pb) расходуются. При этом напряжение на зажимах аккумуля тора падает. Когда оно становится меньше значения, допускаемого ус ловиями эксплуатации, аккумулятор вновь заряжают.

Электрохимические системы Для зарядки (или заряда) аккумулятора его подключают к внешнему ис точнику тока: (+) к (+), (–) к (–);

при этом ток протекает через аккумулятор в противоположном направлении, в результате чего электрохимические процессы на электродах «обращаются»:

При зарядке Pb – аккумулятора:

• на Pb – электроде протекает процесс восстановления, т.е. Pb – электрод становится катодом:

PbSO4 + 2e– Pb + SO42– ;

• на PbO2 – электроде идет процесс окисления, т.е. PbO2 – электрод является теперь анодом:

PbSO4 +2H2O - 2e– PbO2 + 4H+ + SO42–;

таким образом, при зарядке аккумулятора ионы в растворе движутся в противоположных работе направлениях.

Суммарное уравнение реакции:

2PbSO4 + 2H2O Pb + PbO2 + 4H+ + 2SO42–;

т.е. при зарядке аккумулятора в нем вновь получаются вещества, необ ходимые для его работы.

Достоинства свинцовых аккумуляторов: высокая ЭДС, высокий КПД, простота, невысокая цена.

Недостатки свинцовых аккумуляторов: небольшая удельная энергия, саморазряд при хранении, токсичность свинца.

Щелочные кадмиево-никелевые (КН) и железо-никелевые(ЖН) аккумуляторы Щелочные кадмиево-никелевые (КН) и железо-никелевые(ЖН) аккумуля торы сходны между собой и различаются, в основном, материалом пла стин отрицательного электрода: в КН-аккумуляторах они кадмиевые, а в ЖН – железные. Наиболее широко применяются КН – аккумуляторы.

Щелочные аккумуляторы выпускаются, в основном, с ламельными элек тродами (ламели – плоские коробочки с отверстиями, в которых заклю чены активные массы электродов).

В заряженном КН-аккумуляторе:

Активная масса (+) пластин содержит:

гидратированный оксида никеля (III) Ni2O3H2O или NiO(OH) + графит (для увеличения электрической проводимости);

Активная масса (–) пластин содержит:

смесь губчатого Cd с порошком железа.

В ЖН – аккумуляторах:

Электрохимические системы Активная масса (+) пластин (как и в КН-аккумуляторе, см. выше);

Активная масса (–) пластин содержит:

порошок восстановленного железа.

Электролит: в обоих случаях – раствор KOH + небольшое количество LiOH.

При разряде КН-аккумулятора:

• А (–) Cd окисляется:

Cd + 2OH– – 2e– Cd(OH)2, а • K (+) NiO(OH) восстанавливается:

2NiO(OH) + 2H2O + 2e– 2Ni(OH)2 + 2OH–.

Суммарная реакция при разряде КН-аккумулятора:

2NiO(OH) + 2H2O+ Cd 2Ni(OH)2 + Cd(OH)2.

Напряжение заряженного КН-аккумулятора около 1,4 В. По мере работы аккумулятора напряжение на его зажимах падает. Когда оно становится ниже 1 В, аккумулятор заряжают.

При зарядке КН-аккумулятора:

• на Cd-электроде происходит восстановление металла:

Cd(OH)2 + 2e– Cd + 2OH–, • на Ni-электроде – окисление гидроксида никеля:

2Ni(OH)2 + 2OH– – 2e– 2NiO(OH) + 2H2O Суммарная реакция при зарядке КН-аккумулятора:

2Ni(OH)2 + Cd(OH)2 2NiO(OH) + 2H2O +Cd.

Для ЖН – аккумуляторов:

заряд 2NiO(OH) + 2H2O+ Fe 2Ni(OH)2 + Fe(OH) разряд Достоинства КН и ЖН – аккумуляторов: большой срок службы (до лет), высокая механическая прочность.

Недостатки КН и ЖН – аккумуляторов: невысокие КПД и напряжение;

кроме того, Cd – высокотоксичный металл.

Существуют и другие типы аккумуляторов (см табл. 10).

Электрохимические системы Типы аккумуляторов Таблица Уравнение КПД, % Наработка, Среднее Электрохимическая Нернста циклы напряже система ние Вт · ч/м Вт · ч/кг 2,0 – 1,8 10 – 35 20 – 75 70 – 80 300 Pb H2SO4 PbO 1,24 – 1,2 10 – 38 40 – 80 55 – 65 500 – Cd KOH NiOOH 1,3 – 1,2 20 – 35 40 – 75 50 – 55 500 – Fe KOH NiOOH 1,26 – 1,2 40 – 70 60 – 120 60 – 70 до MHx KOH NiOOH 2,5 – 3,0 80 – 120 160 – 200 60 – 70 до Lix C LiAsF6, ЭК + ДЭК Lix CoO – Стартерный;

– стационарный;

– этиленкарбонат (ЭК) и диэтил карбонат (ДЭК).

Проводятся исследования по совершенствованию уже имеющихся и созданию новых типов аккумуляторов. Это обусловлено в значительной степени необходимостью создания электромобилей.

ЭЛЕКТРОЛИЗ ЭЛЕКТРОЛИЗ. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ОПРЕДЕЛЕНИЯ Электролизом называется окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении электрического тока через расплав или раствор электролита.

Процессы, протекающие при электролизе, по существу, обратны процес сам, имеющим место в гальваническом элементе:

1. Гальванический элемент – это источник электрического тока, а электролизер – потребитель электрической энергии.

2. В гальваническом элементе химическая энергия превращается в электрическую, а при электролизе, наоборот, электрическая энер гия превращается в химическую.

3. В замкнутой гальванической цепи электрохимические процессы окисления и восстановления протекают самопроизвольно. При электролизе электрохимические процессы окисления и восстанов ления идут под воздействием внешнего электрического тока и са мопроизвольно не протекают.

4. В гальваническом элементе отрицательный электрод – анод, а положительный – катод. При электролизе, наоборот, отри цательный электрод – катод, а положительный – анод.

Электрохимические системы При электролизе из возможных процессов будет протекать тот, для ко торого минимальна затрата энергии. На катоде восстанавливаются, прежде всего, те электрохимические системы, которые имеют наиболь ший электродный потенциал, на аноде окисляются системы с наимень шим электродным потенциалом.

ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСПЛАВА ЭЛЕКТРОЛИТА Рассмотрим электролиз расплава хлорида натрия:

NaCl Na++Cl– (диссоциация электролита) (–) Катод Анод (+) Na+ + e Nao |x2 2Cl– – 2e 2Clo Cl (катодный процесс) (анодный процесс) Суммарный процесс электролиза:

2Na+ + 2e + 2Cl– – 2e --- 2Naо + Cl2о или суммарное уравнение электролиза расплава хлорида натрия:

электролиз 2NaCl 2Na + Cl Сущность электролиза можно рассмотреть на рис. 16.

Электрохимические системы Рис. Электролиз расплавленного хлорида натрия а – расплавленная соль, например NaCl, содержит одинако вое число анионов (Сl–) и катионов (Na+);

б – аккумулятор или иной источник постоянного тока;

в – если цепь замкнута, то движение электронов напомина ет движение по трубам;

г – анод притягивает анионы;

д – катод притягивает катионы;

е – анионы отдают свои избыточные электроны аноду и превращаются в нейтральные атомы;

ж – катионы получают электроны от катода и также превра щаются в нейтральные атомы;

з – аккумулятор действует как насос для электронов;

и – нейтральные атомы хлора объединяются, образуя пу зырьки газообразного хлора (Cl2);

к – нейтральные атомы натрия образуют слой металличе ского натрия.

ЭЛЕКТРОЛИЗ ВОДНЫХ РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ Этот процесс протекает сложнее, так как здесь участвуют, кроме моле кул электролита, еще и молекулы воды.

Электрохимические системы В результате электрохимического разложения воды на катоде выделяет ся газообразный водород, а на аноде – кислород (см. рис. 17).

Кроме того, при электролизе водных растворов электролитов необходи мо учитывать правила электролиза для анода и катода (табл.11).

Рис. Электролиз разбавленного раствора соли 1 – разбавленный раствор соли;

2 – лакмус синий;

3 – водород;

4 – кислород;

5 – лакмус красный;

6 – платиновый электрод 2H2O принимают 2 e 2H2O отдают 4 e 2H2O + 2 e H2 + 2ОH– 2H2O – 4 e О2 + 4H+ На катоде: На аноде:

Выделяется H2 (газ) Выделяется O2 (газ) Электрохимические системы ПРАВИЛА ЭЛЕКТРОЛИЗА На катоде из инертного материала восстановление катионов металла протекает дифференцированно. Установлено, что катионы, имеющие малые величины стандартных электродных потенциалов (E0 – 0,41В*, т.е., как правило, катионы от Li до Al включительно), здесь не восстанав ливаются;

а происходит восстановление катионов H+ из молекул воды.

В случае, когда электролизу подвергаются соли металлов с E0, близким к значению – 0,41В (т. е. находящиеся в ряду напряжений между алюми нием и водородом), происходит одновременное восстановление катио нов металла и молекул воды.

Катионы металлов, у которых стандартный электродный потенциал больше, чем у водорода (E0 – 0,41В;

это, например, катионы Cu, Ag, Hg и др.), при электролизе практически полностью восстанавливаются на катоде и выделяются в виде металла (табл. 11).

Для анода также существуют определенные правила (табл. 11).

Правила электролиза Таблица Правила электролиза Правила электролиза для анода для катода К(–): А(+):

В нейтральных растворах Возможны два случая:

(pH 7) I. Процесс протекает на нерастворимом 1) катионы активных ме- аноде (уголь, Ir, Pt и др.):

таллов (от Li до Al включи- 1) в случае анионов бескислородных тельно, с Еo – 0,41 В), кислот (S2, Cl–, Br–, I–), конкурирующих не восстанавливаются;

с молекулами воды, окисляются первые:

на катоде разлагается вода 2Cl– – 2e 2Clo Cl2;

по схеме: H2O не разлагается;

2H2O + 2e H2 + 2 OH–, 2) в случае конкурентного восстановле 2) металлы средней ния анионов кислородных кислот активности (с Еo близкими (SO42–, NO3–, CO32–, PO43– и др.) и воды к – 0,41 В) восстанавлива- разлагается вода по схеме:

ются одновременно 2H2O – 4e O2 + 4H+;

с молекулами воды:

Met n+ + ne Meto;

3) в случае электролиза раствора щелочи 2H2O + 2e H2 + 2 OH–, на аноде протекает окисление гидроксильных групп по схеме:

3) малоактивные металлы 4OH– – 4e O2 + 2H2O;

(стоящие после H, H2O не разлагается.

с E0 – 0,41 В) II. Растворимый анод (изготовленный восстанавливаются:

из металла средней активности) сам окис n+ o Met + ne Met, ляется (отдает электроны) по схеме:

H2O не разлагается.

Meto – ne Metn+;

электроны при этом уходят во внешнюю цепь, а катионы металла переходят в рас твор.

Электрохимические системы Примечание:

* В нейтральной среде (pH 7,0) потенциал водородного электрода при р(Н2) =1 и 25 oС равен – 0,41В.

** Если водный раствор содержит катионы различных ме таллов, то выделение их на катоде протекает в порядке уменьшения алгебраической величины стандартного элек тродного потенциала соответствующего металла. Так, из смеси катионов Ag+, Cu2+, Fe2+ сначала будут восстанавли ваться катионы серебра (Еo = +0,8 В), затем катионы меди (Еo = +0,34 В), и последними – катионы железа (Еo = – 0, В).

С учетом вышеизложенного рассмотрим примеры электролиза водных растворов некоторых солей.

ПРИМЕРЫ 1. Какие процессы будут происходить на электродах при электроли зе водного раствора хлорида натрия (электроды инертные)?

NaCl + H2O Na++Cl– H2O (–) Катод Анод (+) Na + + 1e 2Cl 2e 2Cl0 Cl 2H2O + 2e H2 + 2OH 2H2O 4e катодный процесс анодный процесс Na+ + OH– NaOH околокатодный процесс 2Cl 2e + 2H2O + 2e Cl2 + H2 + 2OH суммарный процесс электролиза:

электролиз 2NaCl + 2Н2О Cl2 + H2 + 2NaOH суммарное молекулярное уравнение электролиза Электрохимические системы 2. Какие процессы будут происходить на электродах при электроли зе водного раствора нитрата серебра (электроды инертные)?

AgNO + H2O Ag++NO3– H2O (–) Катод Анод (+) Ag+ + 1e Ag0 4 NO 1e + 2H2O + 2e 2H2O 4e O2 + 4H катодный процесс анодный процесс 4NO3– + 4H+ 4HNO околоанодный процесс 4Ag+ + 4e + 2H2O 4e 4Ag0 + O2 + 4H+ суммарный процесс электролиза:

электролиз 4AgNO3 + 2Н2О 4Ag + O2 + 4HNO суммарное молекулярное уравнение электролиза 3. Напишите уравнение реакции электролиза водного раствора сульфата калия (электроды инертные).

K2SO + H2O 2K++SO42– Н2О (–) Катод Анод (+) + SO2 2e K + 1e 2H2O + 2e H2 + 2OH 2 + 2H2O 4e O2 + 4H катодный процесс анодный процесс K + OH– KOH SO42– + 2H+ H2SO околокатодный вопрос околоанодный процесс Электрохимические системы 4H2O + 4e + 2H2O 4e 2H2 + 4OH + O2 + 4H+ суммарный процесс электролиза:

электролиз 6Н2О + K2SO4 2H2 + 4NaOH + O2 + 2H2SO у катода у анода суммарное молекулярное уравнение электролиза Таким образом, процесс электролиза водного раствора H2SO4 сводится к электролизу воды. Одновременно с выделением Н2 и О2 образуются:

NaOH (в катодном пространстве) и H2SO4 (в анодном пространстве.) 4. Напишите уравнение реакции электролиза водного раствора сульфата меди (II) с медными электродами.

Решение На катоде будет происходить восстановление катионов Cu2+ (см. выше):

К(–): Cu2+ + 2e– Cu0;

в случае медных электродов анодный процесс будет связан с окислени ем материала электрода (анода):

А(+):Cu0 – 2e– Cu2+.

Таким образом, в результате процесса медь растворяется на аноде, но такое же количество вещества меди (за исключением некоторых потерь) выделяется на катоде.

Суммарное уравнение реакции электролиза с растворимым анодом записать нельзя.

5. При электролизе водного раствора хлорида цинка на аноде выде ляется хлор объемом 26,88 л (нормальные условия), а на катоде – цинк массой 62,4 г. Считая выход хлора количественным, определи те выход цинка.

Решение Составляем уравнение реакции электролиза водного раствора хлорида цинка. При этом будем полагать, что выход цинка является количествен ным, т.е. все количество электричества на катоде затрачивается только на восстановление катионов цинка:

К(–): Zn2+ + 2e– Zn0 А(+):Cl0 – 2e– Cl2 Электрохимические системы Определяем количество вещества выделившегося хлора:

V ( Cl2 ) 26, n ( Cl2 ) = n ( Cl2 ) = моль = 1,2 моль.

;

Vm 22, Из уравнения реакции следует:

n(Zn) = n(Cl2);

n(Zn) = 1,2 моль.

Находим массу цинка, который образовался бы, если бы его выход был количественный:

m(Zn) = n(Zn) · M(Zn);

m(Zn) = 1,2 · 65 г = 78 г.

Из условия задачи известно, что масса реально полученного цинка со ставляет mp(Zn) = 62,4 г. Эта масса меньше рассчитанной главным обра зом из-зи того, что часть пропускаемого электричества на катоде затра чивается на восстановление воды:

2Н2О + 2е– H2 + OH–.

Определяем выход цинка:

mp ( Zn ) 100 62,4 = % = 80 %.

= ;

m ( Zn ) КОЛИЧЕСТВЕННЫЕ СООТНОШЕНИЯ ПРИ ЭЛЕКТРОЛИЗЕ.

ЗАКОНЫ ФАРАДЕЯ Количественная характеристика процессов электролиза определяется законами, установленными Фарадеем. Им можно дать следующую об щую формулировку (закон Фарадея):

масса электролита, подвергшаяся превращению при электролизе, а так же массы образующихся на электродах веществ прямо пропорциональ ны количеству электричества, прошедшего через раствор или расплав электролита, и эквивалентным массам соответствующих веществ.

Закон Фарадея выражается уравнением:

Э I t m=, где F m – масса образовавшегося или подвергшегося превращению вещест ва, г;

Э – его эквивалентная масса, г;

I – сила тока, А t – время, сек;

F – постоянная Фарадея (96500 Кл/моль), т.е. количество электричества, необходимое для осуществления электрохимического превращения од ного эквивалента вещества.

Электрохимические системы ПРИМЕРЫ 1. Ток силой 2,5 А, проходя через раствор электролита, за 30 мин выделяет из раствора 2,77 г металла. Найти эквивалентную массу металла.

Решение Решим уравнение закона Фарадея относительно эквивалентной массы металла и подставим в него данные задачи (m = 2,27 г, I = 2,5 А, t = 30 мин = 1800 с):

m F 2,77 Э= = = 59,4 г / моль.

I t 2,5 2. Ток силой 6 А пропускали через водный раствор серной кислоты в течение 1,5 ч. Вычислить массу разложившейся воды и объем вы делившихся кислорода и водорода (условия нормальные).

Массу разложившейся воды находим из уравнения закона Фарадея, имея в виду, что 1,5 ч = 5400 с и ЭH2O = 9 г/моль:

Э I t 9 6 mH2O = = = 3,02 г.

F При вычислении объемов выделившихся газов представим уравнение закона Фарадея в следующей форме:

VЭ I t V=.

F Здесь V – объем выделившегося газа, л;

VЭ – его эквивалентный обхем, л/моль.

Поскольку при нормальных условиях эквивалентный объем водорода равен 11,2 л/моль, а кислорода – 5,6 л/моль, то получаем:

11 6 5400 5,6 6, VH2 = = 3,76, VО2 = = 1,88 л.

96500 3. Определите массу цинка, который выделится на катоде при элек тролизе раствора сульфата цинка в течение 1 ч при токе 26,8 А, ес ли выход цинка по току равен 50 %.

Решение Масса моля эквивалентов цинка в ZnSO4 равна 65,38 / 2 = 32,69 г. Под ставим в уравнение закона Фарадея числовые значения, определим массу цинка, который должен выделиться:

Электрохимические системы 32,69 26,8 m= = 32,69 г.

Так как выход по току цинка составляет 50 %, то практически на катоде выделится цинка mпр = 32,69 · 50/100 = 16,345 г.

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКАЯ КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ Изделия из металлов под воздействием воздуха и влаги ржавеют. В ре зультате постепенно разрушаются металлические конструкции, трубо проводы, части машин. Это ежегодно приносит значительные убытки хо зяйству страны. Процесс разрушения металлов называют коррозией (от лат. «corrodere» – разъедать).

Коррозия – это химическое и электрохимическое разрушение металлов и сплавов в результате воздействия на них окружающей среды.

Сущность процесса коррозии железа и его сплавов заключается в том, что атомы металла под воздействием кислорода, воды, ионов водорода постепенно окисляются. В общем виде процесс коррозии железа и его сплавов можно изобразить так:

Feo – 2e– Fe2+.

Fe2+ – e– Fe3+.

Обычно, окислителем является кислород, схематично:

2e– – Feo + HOH + O Fe+2(OH) 4e– 4Fe+2(OH)2 + 2HOH + O2 = 4Fe+3(OH) Бурая ржавчина имеет неопределенный состав Fe2O3 · nH2O.

Так как в воздухе могут содержаться оксид углерода (IV), оксид серы (IV), то в результате их взаимодействия с водой образуются кислоты. При диссоциации последних образуются ионы водорода, которые тоже окис ляют атомы металлов:

2e– Feo + 2H+ Fe2+ + H20.

Установлено, что металл быстрее окисляется ионами водорода, если он находится в контакте с другим, менее активным металлом. Так, напри мер, если поместить кусочек цинка в раствор серной кислоты, то сначала реакция протекает весьма энергично, а затем постепенно замедляется.

Между тем, если прикоснуться к кусочку цинка медной проволокой, то реакция заметно ускоряется. Это явление можно объяснить следующим Электрохимические системы образом:в реакции с кислотами атомы цинка окисляются ионами водо рода в ионы цинка, которые переходят в раствор Zn + 2H+ Zn2+ + H2.

В результате в кристаллической решетке цинка накапливается избыток электронов. По мере их накопления переход ионов Zn2+ в раствор все более замедляется, так как они все более удерживаются избытком элек тронов. В итоге процесс взаимодействия цинка с серной кислотой за медляется. Медь в электрохимическом ряду напряжения металлов нахо дится за водородом и с разбавленной серной кислотой не реагирует (по ложительно заряженные ионы меди не переходят в раствор). В кристал лической решетке меди (в отличие от цинка) свободные электроны не накапливаются. При соприкосновении этих двух металлов свободные электроны цинка переходят к меди и восстанавливают на ее поверхно сти ионы водорода:

2H+ + 2e– H2.

Освободившись от избыточных электронов, цинк снова энергично посы лает свои ионы в раствор, а появившиеся избыточные электроны пере мещаются к меди и т.д. Вот почему цинк в контакте с медью окисляется быстрее.

Рассмотренное явление характерно для любых двух разных металлов.

При взаимном контакте в присутствии электролита один из металлов (находящийся в электрохимическом ряду напряжения левее) заряжается отрицательно, а другой – положительно. В результате активный металл разрушается.

Аналогично проходит коррозия сплавов, которые обычно являются не однородными. В присутствии электролитов (они всегда имеются в окру жающей среде) одни участки поверхности сплава играют роль катода, а другие – анода.

Следовательно, коррозия обусловлена не только действием кислорода, воды или ионов водорода на сплавы металлов и металлы, но и электро химическими процессами (переходом электронов), которые возникают из-за наличия контактов в сплавах между металлами и различными не однородными включениями.

На скорость коррозии влияет и характер раствора электролита. Чем вы ше его кислотность (т.е. меньше pH), а также чем больше содержание в нем окислителей, тем быстрее протекает коррозия. Значительно возрас тает коррозия с ростом температуры.

ЗАЩИТА ОТ КОРРОЗИИ Коррозия металлов протекает непрерывно и причиняет огромные убыт ки. Подсчитано, что прямые потери железа от коррозии составляют око ло 10 % его ежегодной выплавки. В результате коррозии металлические изделия теряют свои ценные технические свойства. Между тем, изуче ние сущности процессов коррозии помогает найти методы борьбы с этим явлением.

Электрохимические системы Защитные покрытия металлов Некоторые металлы при соприкосновении с кислородом воздуха или в агрессивной среде (см. выше пример взаимодействия кусочков цинка с серной кислотой) переходят в пассивное состояние, при котором резко замедляется коррозия. Концентрированная азотная кислота легко дела ет пассивным железо, и оно практически перестает реагировать с ней. В таких случаях на поверхности металла образуется плотная защитная ок сидная пленка, которая препятствует контакту металла со средой. За щитная пленка всегда имеется на поверхности алюминия. Подобные пленки в сухом воздухе образуются также на Be, Cr, Zn, Ta, Ni, Cu и дру гих металлах. Кислород является наиболее распространенным пассива тором.

Пассивированием объясняется коррозийная стойкость нержавеющих сталей и сплавов. Такие металлы, способные образовывать оксидную пленку, используют в качестве защитных покрытий металлов. Так, кро вельное железо часто покрывают цинком;

из оцинкованного железа изго тавливают многие изделия бытового и промышленного назначения.

Слой цинка предохраняет железо от коррозии, так как хотя цинк и явля ется более активным металлом, чем железо, он покрыт оксидной плен кой. Однако, при повреждении защитного слоя (царапины, пробои и т.д.) в присутствии влаги возникает гальваническая пара Zn/Fe. Катодом (по ложительным полюсом) является железо, анодом (отрицательным по люсом) – цинк. Таким образом, покрытие железа цинком – анодное по крытие.

Электроны переходят от цинка к железу, где связываются молекулами кислорода (кислородная деполяризация), цинк растворяется, но железо остается защищенным до тех пор, пока не разрушится весь слой цинка, на что требуется довольно много времени. Покрытие железных изделий никелем, хромом, помимо защиты от коррозии, придает им красивый внешний вид.

В качестве защитных поверхностных покрытий металлов используют также и неметаллические покрытия (лаки, краски и другие вещества).

Эти покрытия надежно изолируют металл от внешней среды.

Создание сплавов, стойких к коррозии С целью борьбы с коррозией части машин, инструменты и предметы бы та изготовляют из нержавеющей стали и других сплавов, стойких к кор розии. Так, введением в состав стали до 12 % хрома получают нержа веющую сталь, устойчивую к коррозии. Добавки никеля, кобальта и меди усиливают антикоррозийные свойства стали, так как повышается склон ность сплавов к пассивации. Создание сплавов с антикоррозийными свойствами – одно из важных направлений борьбы с коррозией.

Электрохимические методы защиты Для защиты основного металлического изделия от коррозии используют прикрепленные пластинки из более активного металла, которые служат анодом и разрушаются, защищая изделие. Часто на практике использу ют заклепки, изготовленные из более активных металлов. На подобном Электрохимические системы же принципе основана и электрозащита. Для этого нейтрализуют ток, возникающий при коррозии, постоянным током, пропускаемым в проти воположном направлении.

Изменение состава среды Для замедления коррозии металлических изделий в электролит вводят вещества (чаще всего органические), называемые замедлителями кор розии – ингибиторами. Ингибиторы, будучи добавлены к кислоте, в сотни раз замедляют растворение (коррозию) металлов. В последние годы разработаны летучие (или атмосферные) ингибиторы. Ими пропитывают бумагу, которой обертывают металлические изделия. Пары ингибиторов адсорбируются на поверхности металла и образуют на ней защитную пленку. Ингибиторы широко применяются при химической очистке от на кипи паровых котлов, а также при хранении и перевозке соляной кислоты в стальной таре. К числу неорганических ингибиторов относятся нитри ты, хроматы, фосфаты, силикаты.

ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ 1. Составить схемы двух гальванических элементов, в одном из ко торых медь служила бы катодом, а в другом – анодом. Написать уравнения реакций, происходящих при работе этих элементов, и вы числить значения стандартных ЭДС.

2. Гальванический элемент состоит из серебряного электрода, по груженного в 1М раствор AgNO3, и стандартного водородного элек трода. Написать уравнения электродных процессов и суммарной ре акции, происходящей при работе элемента. Чему равна его ЭДС?

Ответ : 0,80 В.

3 При какой концентрации ионов Cu2+ (моль/л) значение потенциала медного электрода становится равным стандартному потенциалу водородного электрода?

Ответ: 1,89 · 10–12 моль/л.

4 Рассчитать электродные потенциалы магния в растворе его соли при концентрациях иона Mg2+ 0,1, 0,01 и 0,001 моль/л.

Ответ: – 2,39 В;

–2,42 В;

–2,45 В.

5. Элемент, составленный из одинаковых металлов, контактирующих с растворами солей этих металлов различной концентрации (актив ности), называется концентрационным M Mn + Mn + M =x a =y xy a M n+ M n+ Определить ЭДС концентрационного медного элемента с концентрациа ми ионов Cu2+ 10–1 у одного электрода и 10–3 у другого электрода при T = 298 К.

Электрохимические системы 6. Написать уравнения электродных процессов, протекающих при электролизе водных растворов BaCl2 и Pb(NO3)2 с угольными элек тродами.

7. В какой последовательности будут выделяться металлы при элек тролизе раствора, содержащего в одинаковой концентрации сульфа ты никеля, серебра, меди?

8. Вычислить массу серебра, выделившегося на катоде при пропус кании тока силой 6А через раствор нитрата серебра в течение мин.

Ответ: 12 г.

9. При электролизе водного раствора Cr2(SO4)3 током силой 2А мас са катода увеличилась на 8 г. В течение какого времени проводили электролиз?

Ответ: 6,19 ч.

10. При электролизе водного раствора SnCl2 на аноде выделилось 4,48 л хлора (условия нормальные). Найти массу выделившегося на катоде олова.

Ответ: 23,7 г.

10. Рассчитайте объемы выделившихся на аноде хлора и кислорода при нормальных условиях из раствора хлорида натрия за 10 ч при токе 30 А и выходе хлора по току 90 %. Какой процесс протекает при этом на катоде?

Ответ: 112 л Cl2 и 6 л О2 на аноде 11. Какая масса (г) H2SO4 образуется около нерастворимого анода при электролизе раствора Na2SO4, если на аноде выделяется кисло род объемом 1,12 л, измеренный при н.у.? Вычислите массу веще ства, выделяющегося на катоде.

Ответ: 9,8 г H2SO4;

0,2 г H2.

12. При электролизе водного раствора сульфата никеля (II) на като де получили никель массой 177 г, выход которого составил 75 %. Ка кой объем кислорода выделится при этом на аноде? Выход кисло рода считать количественным.

Ответ: 44,8 л.

Термодинамические системы. Основные законы термодинамики ТЕМА VIII. ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ СИСТЕМЫ ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ, ОПРЕДЕЛЕНИЯ И ЗАКОНЫ ТЕРМОДИНАМИКИ Термодинамика – это наука, изучающая превращения одних форм энер гии в другие.

Химическая термодинамика рассматривает эти превращения относи тельно химических процессов. Химическая термодинамика изучает:

1) соотношение между теплотой и другими формами энергии в про цессе химических реакций;

2) возможность самопроизвольного течения химической реакции в данных условиях;

3) условия, при которых химическая реакция находится в состоянии равновесия.

Система – это тело или группа тел, мысленно выделенных из окружаю щей среды.

Открытая система может обмениваться энергией и веществом с окру жающей средой:

горячий горячий чай в ста- суп в та кане релке Закрытая система может обмениваться с окружающей средой только энергией. В данном случае возможны два случая:

а) процесс протекает в изохорных б) процесс протекает в изобарных условиях (V = const.): условиях (P = const.): обычные на производстве данные процес- процессы, протекающие под сы протекают в автоклавах: атмосферным давлением:

Изолированная система – система, объем которой остается постоян ным и которая не обменивается ни энергией, ни веществом с окружаю щей средой. В данном случае стенки сосуда должны быть изготовлены из идеального теплоизоляционного материала.

Термодинамические системы. Основные законы термодинамики Примечание. Понятие «изолированная система» является абстрактным, так как не существует идеального теплоизоляционного материала.

Гомогенная система состоит из одной фазы, например:

водка: спирт (40%) + вода (60) %;

• воздух: азот (78 %) + кислород (21 %) + др. газы (1 %) • сплавы металлов • Гетерогенная система содержит несколько фаз: вода + лед (жидкость + тв.);

газированная вода (жидкость + газ).

Состояние системы – совокупность всех физических и химических свойств системы.

Термодинамические свойства системы являются частью общих, т.е. фи зических и химических свойств системы. К ним относятся:

– внутренняя энергия (U), – энтальпия (теплосодержание, Н), – энтропия (S), – теплоемкость (C), – энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал, G), – энергия Гельмгольца (А) и некоторые другие.

Термодинамические свойства системы являются функциями состояния системы и не зависят от пути перехода системы из одного состояния в другое.

Например, Термодинамика базируется на трех основных законах (началах), из кото рых путем логических рассуждений могут быть получены все остальные положения данной науки (некоторые авторы полагают, однако, что ос новных законов термодинамики только два). Эти законы являются эмпи рическими, т.е. полученными путем многолетнего и даже многовекового человеческого опыта: так, например, в средних широтах времена года сменяются следующим образом:

Зима весна лето осень.

Термодинамические законы имеют несколько формулировок, так как первоначально они были открыты в других областях науки (физика, теп лотехника) Термодинамические системы. Основные законы термодинамики ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ ТЕРМОДИНАМИКИ I ЗАКОН ТЕРМОДИНАМИКИ. ИЗОБАРНЫЕ ПРОЦЕССЫ, ИЗОХОРНЫЕ ПРОЦЕССЫ I Закон термодинамики связан с сохранением энергии и имеет несколько формулировок.

Формулировка Во всех явлениях природы энергия не может исчезнуть бесследно или возникнуть из ничего. Энергия может только превращаться из одной формы в другую в строго эквивалентных количествах.

Примечание:

* С точки зрения I закона термодинамики невозможно соз дание вечного двигателя – perpetuum mobile.

** Интересно, что механическая, электрическая, лучистая и другие виды энергии могут полностью переходить в тепло вую, а тепловая в другие формы энергии полностью пере ходить не может.

Формулировка В любом процессе приращение внутренней энергии U какой либо сис темы равно количеству сообщенной системе теплоты Q минус количест во работы А, совершенной системой.

Существуют и другие формулировки I закона термодинамики.

Поясним I закон термодинамики. Он может, в частности, иметь место в двух случаях:

1. V = const (в закрытом сосуде, например, в автоклаве на производст ве):

При нагревании данной системы возможны случая:

а) температура воды повысится;

б) вода полностью или частично перейдет в пар;

в) вода может разложиться на H2 и O2.

QV Иными словами, если система при нагревании не изменяет своего объе ма, то сообщенная ей теплота (U) пойдет лишь на увеличение (прира щение) внутренней энергии. В общем случае повышение температуры может вызвать нагревание либо изменение агрегатного состояния сис темы либо ее химическое превращение. Таким образом, Qv = U.

Термодинамические системы. Основные законы термодинамики 2. P = const. (т.е. обычные условия под открытым небом):

В данном случае либо:

а) температура воды повысится б) вода частично или полностью перешла в пар, при этом поршень переместился, и, сле QP довательно, система произвела работу.

Т.е. если система при нагревании меняет свой объем, то при поглоще нии тепла, кроме увеличения внутренней энергии системы будет произ ведена работа:

Qp = U+A или U = Qp – A, (II) где A = p · V Таким образом, формула (II) является математическим выражением I закона термодинамики.

Внутренняя энергия системы (U) – это энергия движения и взаимодейст вия молекул, атомов, ионов, электронов, ядер и других микрочастиц, об разующих данную систему.

т.е. все виды энергии, кроме кинетической и потенциальной энергии сис темы в целом.

Внутренняя энергия системы зависит от:

– природы вещества, – его массы, – параметров состояния системы.

Обычно, внутреннюю энергию системы относят к 1 молю вещества.

Абсолютное значение U не может быть определено, поэтому при расче тах всегда пользуются значением изменения внутренней энергии:

U = U2 – U1.

ПРИМЕНЕНИЕ I ЗАКОНА ТЕРМОДИНАМИКИ. ЭНТАЛЬПИЯ При химических процессах часто происходит либо выделение, либо по глощение тепла.

Энергетические изменения, сопровождающие протекание химических реакций, имеют большое практическое значение, иногда даже большее, чем сама реакция (горение топлива).

Термодинамические системы. Основные законы термодинамики Термохимия – это раздел химической термодинамики, изучающий теп ловые явления химических процессов.

Количество выделенного или поглощенного тепла называют тепловым эффектом процесса Если тепло в процессе реакции выделяется – это экзотермическая ре акция, тепло поглощается – эндотермическая реакция.

Уравнение химической реакции, включающее величину теплового эф фекта, называют термохимическим уравнением.

Например, 2H2 (г.) + O2(г.) 2H2O(ж.);

H = –571,6 кДж.

Положительным принимают тепловой эффект эндотермических про цессов (H0), отрицательным – экзотермических процессов (H0).

Следует отметить, что термохимическое уравнение теряет смысл, если в нем отсутствуют коэффициенты и не указаны агрегатные состояния ве ществ;

так, Hо298 (H2O(г)) Hо298 (H2O(ж)) Hо298 (H2O(тв));

т.е., с точки зрения термодинамики, вода в жидком, твердом и газооб разном состояниях – это три разных вещества.

Рассмотрим более подробно H.

Величина H химической реакции зависит от природы исходных ве ществ, продуктов реакции, их агрегатного состояния и температуры.

Если реакция протекает под открытым небом (p = const.), то (см. выше):

Qp = U + p V.

Преобразуем это выражение с учетом того, что U = U2 – U1, V = V2 – V1, Qp = U2 – U1 + p(V2 – V1);

тогда:

Qp = (U2 + pV2) – (U1 + pV1);

обозначим (U + pV) за H, т.е.

Qp = H2 – H1 = H, т.е., Qp = H, где (III) Н – энтальпия (теплосодержание).

H – это свойство вещества, подобно тому, как свойствами веществ яв ляются объем, давление, температура и др.

H можно рассматривать как энергию расширенной системы: т.е., если газ в цилиндре «заперт» поршнем, то энергия газа + потенциальная энергия поршня и будут составлять энтальпию: H = U + pV.

Термодинамические системы. Основные законы термодинамики Как видно из формулы (III) энтальпия Н имеет ту же размерность, что и внутренняя энергия U (Дж, кДж).

При этом, изменение энтальпии H равно сумме изменений внутренней энергии U и совершенной системой работы расширения А.

Если реакция протекает в закрытом сосуде (V = const), то V2 = V1 и V2 – V1 = 0;

тогда Qv = U2 – U1 = U, таким образом, Qp Qv, т.е. тепловой эффект химической реакции зависит от условий про текания реакций.

Однако – для твердых и жидких веществ Qp = Qv (так как V практи чески равно нулю);

– для газов: Qp = Qv + RT, где R – универсальная газовая постоянная;

= (i) продуктов реакции – (i)исходных веществ;

Т – температура, К.

В справочных материалах приводятся стандартные энтальпии образо вания веществ (Hо298, Hоf, Hообр.) т. е. для реакций, протекающих в стандартных условиях (см. табл. 30):

to = 25oC (298 K), • p = 101 кПа (760 мм рт.ст.);

• при этом теплоты образования простых веществ принимают равными нулю (см. табл. 30);

теплоты сгорания негорючих веществ также будут равны нулю.

Существование таких таблиц упрощает расчеты, так как путем комбина ции нескольких сот известных величин можно получить значения Hо для десятков тысяч реакций, для которых отсутствуют эксперименталь ные данные.

Тепловые эффекты химических реакций вычисляют на основании закона Гесса и следствий из него.

ЗАКОН ГЕССА. ТЕРМОХИМИЧЕСКИЕ РАСЧЕТЫ Тепловой эффект химической реакции зависит только от начального и конечного состояний участвующих в реакции веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса.

Термодинамические системы. Основные законы термодинамики (основной закон термохимии, является частным случаем закона сохра нения энергии, был сформулирован Г.И. Гессом в 1840 г).

1-е следствие закона Гесса Тепловой эффект химической реакции равен сумме теплот образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных ве ществ:

Нох.р. = (i · Ноfi) продуктов реакции – (i ·Ноfi) исходных веществ 2-е следствие закона Гесса Тепловой эффект химической реакции равен сумме теплот сгорания ис ходных веществ за вычетом суммы теплот сгорания продуктов реакции.

Нох.р. = (i · Носi) исходных веществ – (i Носi) продуктов реакции, причем Нос (вещества) = Ноf(его оксида).

Под теплотой сгорания подразумевают тепловой эффект сгорания моль вещества до CO2(г) и H2O(ж);

для остальных элементов в каждом случае указываются продукты окисления.

Если требуется определить тепловой эффект при условиях, отличных от стандартных, например, при более высокой температуре, необходимо воспользоваться уравнением:

T Cp dT, HT 2 = H298 + где Ср – алгебраическая сумма теплоемкостей реагентов (с учетом сте хиометрических коэффициентов).

Так, для реакции аА + bB = eE = dD Ср = [d(Cp)D + e(Cp)E] – [a(Cp)A + b(Cp)B] ПРИМЕР 1. Найти тепловой эффект реакции сгорания метана.

Решение 1. Запишем уравнение реакции сгорания метана:

CH4 (г) + 2O2 (г) = CO2 (г) + 2H2O (г) + Hx.р..

2. Cогласно I следствию из закона Гесса составляем формулу решения:

H0x.р. = [H0обр.(CO2(г)) + 2H0обр.(H2O(г))] – [H0обр(CH4(г)) +2H0обр(O2(г))].

3. Находим (в табл. 30) теплоты образования веществ в кДж/моль:

Термодинамические системы. Основные законы термодинамики H0обр. (CO2 (г)) = – 393, H0обр. (H2O (г)) = – 241, H0обр (CH4 (г)) = – 74, H0обр (O2 (г)) = и подставляем найденные значения в формулу решения.

Получаем:

4. H0 х.р. = [(–393,5) + 2(–241,8)] – [(–74,9) + 2(0)] = – 802,2 кДж Ответ Тепловой эффект реакции сгорания метана равен минус 802,2 кДж.

2. Исходя из теплоты образования газообразного диоксида углерода (H0 = – 393,5 к Дж/моль) и термохомического уравнения:

C(графит) + 2N2O(г) = CO2(г) + 2N2(г), H0 = – 557,5 кДж, (IV) вычислить теплоту образования N2O(г).

Решение Обозначив искомую величину через х, запишем термохимическое урав нение образования N2O из простых веществ:

H01 = х кДж.

N2(г) + O2(г), (V) Запишем также термохимическое уравнение реакции образования CO из простых веществ:

H02 = – 393,5 кДж.

С(графит) + О2(г) = СО2(г), (VI) Из уравнений (V) и (VI) можно получить уравнение (IV). Для этого умно жим уравнение (V) на два и вычтем найденное уравнение (VI). Имеем:

C(графит) + 2N2O(г) = CO2(г) + 2N2(г), H0 = (– 393,5 – 2х) кДж. (VII) Сравнивая уравения (IV) и (VII) находим: – 393,5 – 2х = – 557,5, откуда х = 82,0 кДж/моль.

Ответ Теплота образования N2O(г).равна 82,0 кДж/моль.

ПОНЯТИЕ О II ЗАКОНЕ ТЕРМОДИНАМИКИ Однако, I закон термодинамики ничего не говорит о том, каким образом возможен переход энергии. Например, если раскаленный докрасна гвоздь (t = 200 оС) поместить в стакан с горячей водой (t = 90 оС), то на греваться будет, конечно же, вода, причем данный процесс будет проте Термодинамические системы. Основные законы термодинамики кать самопроизвольно (по крайней мере, обратный процесс никогда не наблюдали).

Также и для химических реакций: при обычных условиях Н2О никогда не будет самопроизвольно распадаться на Н2 и О2;

углерод не соединяется с кислородом и т.д.

Еще пример. В 1927 г. В Германии был запатентован способ получения уксусной кислоты по уравнению:

t, p СН4 = СО2 СН3СООН В 1931 г. русский инженер Молдавский попытался осуществить этот про цесс. Когда ему это не удалось, он произвел теоретические расчеты и показал, что данная реакция с небольшим выходом может быть осуще ствлена при давлении несколько миллионов. гектопаскалей (т.е. прибли зительно несколько тысяч атмосфер) и температуре 1200 оК ( т.е. ок.

1500 оС). Естественно, такой процесс, несмотря на дешевизну и доступ ность исходных продуктов, вряд ли будет когда-либо использован для производства уксусной кислоты.

На вопрос о том, пойдет ли данный процесс (химическая реакция) само произвольно и какими параметрами будет характеризоваться система, когда в ней установится термодинамическое равновесие, можно полу чить ответ с помощью II закона термодинамики.

Однако сначала необходимо дать определение самопроизвольным про цессам.

Самопроизвольными называются процессы, протекающие в природе сами собой.

Несамопроизвольные – процессы, которые требуют для своего проте кания затраты энергии.

Любая реакция может протекать самопроизвольно только в направле нии, приближающем систему к состоянию равновесия.

В изолированной системе ввиду отсутствия внешнего воздействия могут протекать только самопроизвольные процессы, причем, процесс завер шается установлением равновесного состояния, из которого сама систе ма, без сообщения ей энергии извне, выйти уже не сможет.

II закон термодинамики также имеет несколько формулировок.

Постулат Клаузиуса Теплота сама собой не может переходить от холодного тела к горячему;

т. е., невозможен процесс, единственным результатом которого был бы переход теплоты от тела с более низкой температурой к телу с более высокой температурой.

Термодинамические системы. Основные законы термодинамики Постулат Томсона Теплота наиболее холодного тела из участвующих в процессе тел не может служить источником работы.

Эти постулаты нельзя доказать, однако неизвестны случаи, когда бы они не выполнялись.

Из II закона термодинамики вытекает очень важное следствие:

Не вся теплота может быть превращена в работу, а лишь некоторая ее часть.

ЭНЕРГИЯ ГИББСА Направление, в котором самопроизвольно протекает химическая реак ция определяется совместным действием двух факторов:

• тенденцией к переходу системы в состояние с наименьшей внут ренней энергией (в случае изобарных процессов – с наименьшей энтальпией) и • тенденцией к достижению наиболее вероятного состояния.

Функцией состояния, одновременно отражающей влияние обоих факто ров, служит энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал), свя занная с энтальпией и энтропией соотношением:

G = H – TS.

При постоянстве температуры и давления химические реакции могут са мопроизвольно протекать только в таком направлении, при котором энергия Гиббса системы уменьшается (G 0).

G – движущая сила процесса. Чем меньше алгебраическая величина G, тем дальше система от состояния химического равновесия, тем вы ше химическое сродство реагентов и тем более система реакционноспо собна.

Следует подчеркнуть, однако, что принципиальная возможность процес са далеко не всегда соответствует его практической реализуемости: не редко реакцию, для которой G 0, провести не удается. И наоборот.

В таблицах приводятся значения стандартной энергии Гиббса G0 для различных реакций.

ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ 1. Вычислить Ho реакции:

2Mg(к) + CO2 (г) 2MgO(к) + C (графит) Ответ: Ho реакции равно – 810,1 кДж.

Термодинамические системы. Основные законы термодинамики 2. Определить стандартную энтальпию (Ho298) образования PH3, исходя из уравнения:

2PH3 (г) + 4O2 (г) P2O5 (к) + 3H2O (ж) Ho = – 2360 кДж.

Ответ: 5,3 кДж/моль.

3. Вычислить Ho298 реакции:

2 O2 (г) 2CO2(г) + 3H2O(г), а) C2H6 (г) + 2 2 (г) 6CO2(г) + 3H2O(ж).

15 O б) C2H6 (ж) + 4. Вычислить значение Ho298 для протекающих в организме реакций превращений глюкозы:

а) C6H12O6 (к) 2C2H5OH (ж) + 2CO2(г), б) C6H12O6 (к) + 6O2 (г) 6CO2(г) + 6H2O(ж).

Какая из этих реакций поставляет организму больше энергии?

5. Определить Ho298 реакции 3C2H2 (г) C6H6 (ж), если Ho298 реак ции сгорания ацетилена с образованием CO2(г) и H2O(ж).равно – кДж/моль, а Ho298 образования C6H6 (ж) составляет 82,9 кДж/моль.

6. Рассчитать значения Go298 следующих реакций и установить, в каком направлении они могут протекать самопроизвольно в стан дартных условиях при 25 °С:

а) NiO(к) + Pb(к) = Ni(к) + PbO(к), б) Pb(к) + CuO(к) = PbO(к) + Cu(к), в) 8Al(к) + 3Fe3O4(к) = 9Fe(к) + 4AlO3(к).

7. Пользуясь справочными данными, показать, что в стандартных условиях при 25 °С реакция: Cu(к) + ZnO(к) = CuO(к) + Zn(к), невоз можна.

8. Установить, протекание каких из нижеследующих реакций воз можно в стандартных условиях при 25 °С:

а) N2(г) + O2(г) = N2O(г), б) 4HCl(г) + О2(г) = 2Cl2(г) + 2H2O(ж), в) Fe2O3(к) + 3CO(г) = 2Fe(к) + 3CO2(г).

9. Вычислить Go298 для реакции СаСО3(к) = СаО(к) + СО2(г) При 25, 500 и 1500 °С. Зависимостью Ho и So от температуры пренеб речь.

Построить график зависимости Go от температуры и найти по графику температуру, выше которой указанная реакция в стандартных условиях может протекать самопроизвольно.

Материал для повторения МАТЕРИАЛ ДЛЯ ПОВТОРЕНИЯ ОТНОСИТЕЛЬНАЯ АТОМНАЯ МАССА Современные методы исследования позволяют определить чрезвычай но малые массы атомов с большой точностью. Так, например, масса атома водорода составляет 1,674 · 10–27 кг, кислорода – 2,667 · 10–26 кг, углерода – 1,993 · 10–26 кг.


В химии традиционно используются не абсолютные значения атомных масс, а относительные. В 1961 г. за единицу атомной массы принята атомная единица массы (сокращенно а.е.м.), которая представляет со бой 1/12 часть массы атома изотопа углерода 12С.

Большинство химических элементов имеют атомы с различной массой.

Поэтому относительной атомной массой Ar химического элемента назы вается величина, равная отношению средней массы атома естественно го изотопического состава элемента к 1/12 массы углерода 12С.

Относительные атомные массы (вместо термина «относительная атом ная масса» можно использовать исторически сложившийся термин «атомная масса») элементов обозначают Ar, где индекс r – начальная буква английского слова relative – относительный. Записи Ar(H), Ar(O), Ar(C) означают: относительная атомная масса водорода, относительная атомная масса кислорода, относительная атомная масса углерода. На пример, 1,674 10 27 кг Ar(H) = = 1,0079 ;

1 1,993 10 26 кг 2,667 10 26 кг Ar (О) = = 15,9994 и т.д.

1 1993 10 26 кг, Относительная атомная масса – одна из характеристик химического элемента. Современные значения атомных масс приведены в Периоди ческой системе элементов Д.И.Менделеева.

ОТНОСИТЕЛЬНАЯ МОЛЕКУЛЯРНАЯ МАССА Относительной молекулярной массой Мr вещества называется величи на, равная отношению средней массы молекулы естественного изотопи ческого состава вещества к 1/12 массы атома углерода 12С.

Относительная молекулярная масса численно равна сумме относитель ных атомных масс всех атомов, входящих в состав молекулы вещества.

Она легко подсчитывается по формуле вещества. Например, Мr (H2O) слагается из 2Ar(H) = 2 · 1,00797 = 2,01594, Ar(O) = 1 · 15,9994 = 15,9994, Mr (H2O) = 18,01534.

Материал для повторения Значит, относительная молекулярная масса воды равна 18,01534, или, округленно, 18.

Относительная молекулярная масса показывает, во сколько раз масса молекулы данного вещества больше 1/12 массы атома углерода 12С.

Так, молекулярная масса воды равна 18. Это означает, что масса моле кулы воды в 18 раз больше, чем 1/12 массы атома 12С. Относительная молекулярная масса – одна из основных характеристик вещества.

МОЛЬ. МОЛЯРНАЯ МАССА В Международной системе единиц (СИ) за единицу количества вещества принят моль.

Моль – это количество вещества, содержащее столько структурных еди ниц (молекул, атомов, ионов или других), сколько атомов содержится в 0,012 кг изотопа углерода 12С.

Зная массу одного атома углерода(1,993 · 10-26 кг), можно вычислить число атомов NA в 0,012 кг углерода:

0,012кг / моль = 6,02 10 23 моль 1.

NA = 1,993 10 26 кг Это число называется постоянной Авогадро (обозначение NA, размер ность 1/моль), показывает число структурных единиц в моле любого ве щества.

Молярная масса – величина, равная отношению массы вещества к коли честву вещества.

Она имеет размерность кг/моль или г/моль;

обычно её обозначают бук вой М.

Молярную массу вещества легко вычислить, зная массу молекулы. Так, если масса молекулы воды равна 2,99 · 10-26 кг, то молярная масса Мr(H2O) = 2,99 · 10-26 кг · 6,02 · 1023 1/моль = 0,018 кг/моль, или 18 г/моль.

В общем случае молярная масса вещества, выраженная в г/моль, чис ленно равна относительной атомной или относительной молекулярной массе этого вещества. Например, относительные атомные и молекуляр ные массы C, Fe, O2, H2O соответственно равны 12, 56, 32, 18, а их мо лярные массы составляют соответственно 12 г/моль, 56 г/моль, г/моль, 18 г/моль.

Молярная масса может быть подсчитана для веществ как в молекуляр ном, так и в атомном состоянии.

Материал для повторения Например, относительная молекулярная масса водорода Мr(H2) = 2, а относительная атомная масса водорода Ar(H) = 1. Количество вещества, определенное числом структурных единиц (NA), в обоих случаях одина ково – 1моль. Однако молярная масса молекулярного водорода 2 г/моль, а молярная масса атомного водорода 1 г/моль. Один моль атомов, мо лекул или ионов содержит число этих частиц, равное постоянной Аво гадро, например:

1 моль атомов 12С = 6,02 · 1023 атомов 12С;

1 моль молекул H2O = 6,02 · 1023 молекул H2O;

1 моль ионов SO42- = 6,02 · 1023 ионов SO42-.

Масса и количество вещества – понятия разные. Масса выражается в килограммах (граммах), а количество вещества – в молях. Между массой вещества (m, г), количеством вещества (n, моль) и молярной массой (М, г/моль) существуют простые соотношения:

m = nM, n = m/M, M = m/n.

По этим формулам легко вычислить массу определенного количества вещества или определить количество вещества в известной массе его, или найти молярную массу вещества.

ОСНОВНЫЕ СТЕХИОМЕТРИЧЕСКИЕ (КОЛИЧЕСТВЕННЫЕ) ЗАКОНЫ ХИМИИ ЗАКОН СОХРАНЕНИЯ МАССЫ ВЕЩЕСТВ Масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе ве ществ, образующихся в результате реакции.

Примечание: взгляды Ломоносова подтверждены современной наукой.

Взаимосвязь массы и энергии (она рассматривается в физике) выража ется уравнением Эйнштейна:

Е = mc2, где Е – энергия;

m – масса;

с – скорость света в вакууме.

Закон сохранения массы веществ дает материальную основу для со ставления уравнений химических реакций. Опираясь на него, можно производить расчеты по химическим уравнениям.

Материал для повторения ЗАКОН ПОСТОЯНСТВА СОСТАВА ВЕЩЕСТВА Всякое чистое вещество независимо от способа его получения всегда имеет постоянный качественный и количественный состав.

Развитие химии показало, что наряду с соединениями постоянного со става существуют соединения переменного состава.

Cостав соединений молекулярной структуры, т.е. состоящих из молекул, является постоянным независимо от способа получения. Состав же со единений с немолекулярной структурой (с атомной, ионной и металличе ской решеткой) не является постоянным и зависит от условий получе ния.

ЗАКОН ОБЪЕМНЫХ ОТНОШЕНИЙ Объемы вступающих в реакцию газов при одинаковых условиях (темпе ратуре и давлении) относятся друг к другу как простые целые числа.

При неизменном давлении объемы реагирующих и образующихся газов относятся между собой как небольшие целые числа.

CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O 1объем 2объема 1 м3 – 2 м 5 м3 – x 1 м3 : 5 м3 = 2 м3 : x м3;

= 10 м3 ;

x = 10 м x= ЗАКОН АВОГАДРО В равных объемах различных газов при одинаковых условиях (темпера туре 273 К (0С) и давлении 101325 Па) содержится одинаковое число молекул.

Следствие При нормальных условиях 1 моль различных газов занимает объем, равный 22,4 л. Этот объем называется молярным объемом газа.

Молярный объем газа – это отношение объема вещества к количеству этого вещества:

Материал для повторения V Vm =, n где Vm – молярный объем газа (размерность м3/моль или л/моль);

V – объем вещества системы;

n – количество вещества системы.

Следствие Отношение массы определенного объема одного газа к массе такого же объема другого газа (взятого при тех же условиях) называется плотно стью первого газа по второму (обозначается буквой D):

M = D, отсюда М1 = М2·D.

M Обычно плотность газа определяют по отношению к самому легкому газу – водороду (обозначают DН2). Молярная масса водорода равна 2, г/моль. Поэтому получаем М = 2DH2.

Молекулярная масса вещества в газообразном состоянии равна его уд военной плотности по водороду.

Часто плотность газа определяют по отношению к воздуху (DB). Хотя воздух является смесью газов, все же говорят о его средней молярной массе. Она равна 29 г/моль. В этом случае молярная масса определяет ся выражением М = 29DB.

ЭКВИВАЛЕНТЫ, ЭКВИВАЛЕНТНЫЕ МАССЫ ВЕЩЕСТВ Эквивалентом вещества называется такое его количество, которое со единяется с 1 молем атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях.

Эквивалентной массой называется масса 1 эквивалента вещества.

На основе закона эквивалентов можно вывести следующие формулы для вычисления эквивалентных масс сложных веществ:

Материал для повторения М (оксида) Э (оксида) =, число атомов элемента валентность элемента М (кислоты) Э (кислоты) =, основность кислоты М (основания) Э (основания) =, кислотность основания М (соли) Э (соли) =.

число атомов металла валентность металла Примечание:

* Основность кислоты определяется числом протонов, кото рые отдает молекула кислоты, реагируя с основанием.

** Кислотность оснований определяется числом протонов, присоединенных молекулой основания, при взаимодействии его с кислотой.

При решении некоторых задач, содержащих сведения об объемах газо образных участников реакции, целесообразно пользоваться значением эквивалентного объема.

Эквивалентным объемом называется объем, занимаемый при данных условиях 1 эквивалентом вещества (эквивалентный объем водорода ра вен 11,2 л/моль;

эквивалентный объем кислорода равен 5,6 л/моль).

Лабораторный практикум ЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМ СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ Зависимость скорости химической реакции от концентраций реагирую щих веществ и температуры удобно исследовать на примере взаимо действия тиосульфата натрия (a2S2O3) с серной кислотой (H2SO4):

a2S2O3 + H2SO4 a2SO4 + SO2 + H2О.

Признаком реакции является помутнение раствора вследствие выделе ния серы. Время, которое проходит от начала реакции до заметного по явления мути, позволяет судить об относительной скорости реакции.

Опыт 1.

• Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ;

Опыт 2.

• Зависимость скорости химической реакции от температуры;

Опыт 3.

• Зависимость скорости реакции от наличия катализатора;

Опыт 4.

• Зависимость скорости химической реакции от измельчения (для твердых веществ).


ОПЫТ 1. ЗАВИСИМОСТЬ СКОРОСТИ РЕАКЦИИ ОТ КОНЦЕНТРАЦИИ РЕАГИРУЮЩИХ ВЕЩЕСТВ Выполнение опыта С помощью градуированных пробирок (или цилиндров) заготовьте три раствора тиосульфата различной концентрации. С этой целью отмерьте в первую пробирку 6 мл раствора тиосульфата натрия, во вторую – 4 мл того же раствора и 2 мл воды, в третью – 2 мл того же раствора и 4 мл воды. В три другие пробирки отмерьте по 3 мл раствора серной кислоты.

Быстро прилейте кислоту в первую пробирку и встряхните ее несколько раз. Отмерьте время от начала реакции до помутнения раствора. Также поступите с другими заготовленными растворами тиосульфата. Рассчи тайте относительную скорость реакции по соотношению v = 100/. Ре зультаты опыта внесите в табл. 12.

Таблица № Объем, мл. Относительная Время Относительная п/п a S O H O H2SO4 концентрация t, с скорость V = 223 a2S2O3, % 100/ 1 6 0 3 2 4 2 3 66, 3 2 4 3 33, Лабораторный практикум Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ выразите графически, откладывая на оси абсцисс относительную кон центрацию, а на оси ординат – относительную скорость реакции.

Какой линией выражается найденная зависимость?

Проходит ли она через начало координат и почему?

Сделайте вывод о влиянии концентрации реагирующих веществ на ско рость химической реакции.

ОПЫТ 2. ЗАВИСИМОСТЬ СКОРОСТИ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ ОТ ТЕМПЕРАТУРЫ Выполнение опыта Налейте в три пробирки по 3 мл раствора тиосульфата натрия, в три другие пробирки – по 3 мл раствора серной кислоты.

Первую пару пробирок (кислота + тиосульфат) и термометр поместите в стакан с водой комнатной температуры. Через 3-5 мин, когда растворы в пробирках примут температуру воды, запишите показания термометра.

Слейте растворы в одну пробирку и встряхните ее несколько раз. Опре делите время от начала реакции до появления заметной мути.

Для следующего определения в стакан подлейте горячей воды так, что бы температура стала на 10 C выше. Поместите вторую пару пробирок и оставьте их на 3-5 мин, поддерживая температуру постоянной. Слейте содержимое пробирок и отмерьте время. Повторите опыт с третьей па рой пробирок, повысив температуру еще на 10 C. Данные опыта запи шите в табл. 13.

Таблица № Температура t, Время, с Относительная скорость V = 100/ п/п С Лабораторный практикум Рассчитайте температурный коэффициент скорости реакции, разделив V2 на V1 и V3 на V2. Найдите среднее значение.

Зависимость скорости реакции от температуры выразите графически, откладывая на оси абсцисс температуру, а на оси ординат – относитель ную скорость. Проходит ли кривая через начало координат и почему?

Сделайте вывод о влиянии температуры на скорость химической реак ции.

ОПЫТ 3. ЗАВИСИМОСТЬ СКОРОСТИ РЕАКЦИИ ОТ НАЛИЧИЯ КАТАЛИЗАТОРА Такую зависимость можно рассмотреть на примере разложения переки си водорода (H2O2).

Известно, что при длительном хранении перекись водорода разлагается по уравнению:

H2O2 H2O + O2 – медленно.

В присутствии катализатора – двуокиси марганца (MnO2) – данная реак ция протекает за несколько секунд:

MnO H2O2 H2O + O2 – быстро.

Выполнение опыта Налейте в пробирку 2-3 мл перекиси водорода (H2O2). Убедитесь, что при обычных условиях заметных признаков разложения H2O2 не наблю дается (пузырьки газа не выделяются).

Добавьте в пробирку с перекисью водорода несколько крупинок MnO2.

Запишите наблюдения. После окончания реакции убедитесь, что катали затор в процессе реакции не расходуется. Сделайте вывод о влиянии катализатора на скорость химической реакции.

Лабораторный практикум ОПЫТ 4. ЗАВИСИМОСТЬ СКОРОСТИ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ ОТ ИЗМЕЛЬЧЕНИЯ (ДЛЯ ТВЕРДЫХ ВЕЩЕСТВ) Выполнение опыта В две пробирки:

первую – с кусочком мела (или мрамора), вторую – с порошком мела (или мрамора), прилейте 2-3 мл разбавленной соляной (HCl) или серной (H2SO4) кисло ты.

Реакция протекает по уравнению:

CaCO3 + HCl CaCl2 + CO2 + H2O.

Запишите наблюдения Сделайте вывод о влиянии измельчения твердых веществ на скорость химической реакции.

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ Влияние концентрации реагирующих веществ на химическое равнове сие.

Для опыта удобно воспользоваться реакцией:

FeCl3 + 3NH4SCN Fe(SCN)3 + 3NH4Cl.

Из веществ этой системы только Fe(SCN)3 окрашен в красный цвет. По этому всякое изменение его концентрации можно легко заметить по из менению интенсивности окраски раствора, что позволяет сделать вывод о направлении смещения равновесия системы при изменении концен трации реагирующих веществ.

Выполнение опыта Смешайте в пробирке равные объемы разбавленных FeCl3 и NH4SCN.

Полученный раствор разделите поровну в 4 пробирки. Оставьте одну пробирку для сравнения, а в трех других измените концентрацию реаги рующих веществ. Для этого добавьте в одну пробирку несколько капель концентрированного раствора NH4SCN, а во вторую – несколько капель концентрированного раствора FeCl3, в третью – кристаллический NH4Cl.

Сравните окраску в трех пробирках с контрольной и сделайте вывод о смещении химического равновесия в каждом случае, исходя из принципа Ле Шателье.

ТЕПЛОВЫЕ ЯВЛЕНИЯ ПРИ РАСТВОРЕНИИ ВЕЩЕСТВ Hр-рения = H1, разруш. кристаллич. решетки + H2, сольватации (гидратации) Лабораторный практикум Выполнение опыта В двух химических стаканчиках находятся:

в первом – едкий натрий (NaOH), во втором – хлорид аммония, кристаллы (NH4Cl) или хлорид натрия (NaCl).

В колбе – вода (H2O) комнатной температуры (предварительно необхо димо измерить температуру, t1).

Прилейте в 1-й стаканчик 20–50 мл воды из колбы, осторожно разме шайте стеклянной палочкой до полного растворения щелочи. Измерьте температуру раствора t2.

Данные занесите в таблицу.

Рассчитайте t = t2 – t1.

Такой же опыт проделайте со вторым стаканчиком. Результаты запиши те в табл. 14.

Таблица № Температура воды, t1 Температура раствора, t2 t = t2 – t п/п Сделайте выводы.

ОБЩИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ Опыт 1.

• Взаимодействие солей с металлами;

Опыт 2.

• Окрашивание пламени солями натрия, калия;

Опыт 3.

• Получение гидроксида алюминия и испытание его свойств.

ОПЫТ 1. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ СОЛЕЙ С МЕТАЛЛАМИ Металлы по их активности можно расположить в ряд, получивший на звание «ряд напряжений металлов» (электрохимический ряд напряже ний металлов): K, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Cr, Fe, Pb, H, Cu, Hg, Ag, Au. В ряд напряжений вместе с металлами включен и водород. Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснять водород из рас творов кислот, металлы, стоящие в ряду напряжений после водорода, не вытесняют водород из растворов кислот. Каждый предыдущий металл ряда напряжений вытесняет все последующие из растворов их солей.

Приборы и реактивы: штатив с пробирками, кусочек цинка, медные пластинки или проволочки, железные стружки или гвоздики;

растворы хлорида цинка, нитрата, свинца, сульфата меди, сульфата железа.

Лабораторный практикум Выполнение опыта 1. Поместить в две пробирки 5–6 капель раствора сульфата меди. В од ну пробирку опустить кусочек цинка, в другую – железный гвоздик. Какие изменения происходят на поверхности металлов?

CuSO4 + Zn ZnSO4 + Cu, CuSO4 + Fe FeSO4 + Cu.

2. В одну пробирку поместить 4–5 капель раствора нитрата свинца, в другую – такое же количество раствора сульфата железа. В каждую из пробирок опустить кусочек цинка. Отметить изменения, происходящие на поверхности металла.

FeSO4 + Zn ZnSO4 + Fe, Pb(CH3COO)2 + Zn Zn(CH3COO)2 + Pb.

3. В три пробирки, содержащие несколько капель раствора хлорида цин ка, нитрата свинца, сульфата железа, опустить кусочки медной проволо ки. Заметны ли изменения, свидетельствующие о происходящих реакци ях? Записать наблюдения. Дать объяснения.

Написать уравнения реакций в молекулярной и ионной формах между сульфатом меди и цинком;

сульфатом железа и цинком. Пользуясь элек трохимическим рядом напряжений, объяснить эти реакции.

ОПЫТ 2. ОКРАШИВАНИЕ ПЛАМЕНИ СОЛЯМИ НАТРИЯ, КАЛИЯ Приборы и реактивы: штатив с пробирками, горелка, платиновое про волочное колечко, впаянное в стеклянную палочку;

растворы солей на трия, калия, бария.

Выполнение опыта Очищенную промыванием в соляной кислоте и прокаливанием в пламе ни горелки платиновую проволочку внести в раствор соли калия, а затем в несветящееся пламя газовой горелки.

Отметить окрашивание пламени в фиолетовый цвет. То же самое про делать с солями бария, натрия.

Записать наблюдения.

ОПЫТ 3. ПОЛУЧЕНИЕ ГИДРОКСИДА АЛЮМИНИЯ И ИСПЫТАНИЕ ЕГО СВОЙСТВ Приборы и реактивы: штатив с пробирками, раствор хлорида алюми ния, гидроксида натрия или калия, соляной кислоты.

Выполнение опыта Поместить в пробирку 5 капель сульфата алюминия и прибавить не сколько капель гидроксида натрия или калия до образования белого осадка.

Разлить полученный раствор вместе с осадком в две пробирки.

Лабораторный практикум В одну из них прилить несколько капель щелочи, а в другую – соляной кислоты до растворения осадка. Записать наблюдения.

Написать в молекулярной и ионной формах уравнения реакции: образо вание гидроксида алюминия при взаимодействии щелочи и сульфата алюминия;

взаимодействия соляной кислоты с гидроксидом алюминия;

взаимодействия щелочи с гидроксидом алюминия с образованием соли состава NaAlO2(Na3[Al(OH)3]) или KAlO2(K3[Al(OH)6]) AlCl3 + 3NaOH Al(OH)3 + 3NaCl, Al(OH)3 + 3HCl AlCl3 + 3H2O, Al(OH)3 + NaOH + 2H2O Na[Al(OH)4 · 2H2O].

СВОЙСТВА СОЕДИНЕНИЙ ЖЕЛЕЗА И ХРОМА Опыт 1.

• Получение гидроксида железа (II) и железа (III);

Опыт 2.

• Качественные реакции на соли железа (II) и железа (III);

Опыт 3.

• Получение хроматов и бихроматов.

ОПЫТ 1. ПОЛУЧЕНИЕ ГИДРОКСИДА ЖЕЛЕЗА (II) И ЖЕЛЕЗА (III) Приборы и реактивы: штатив с пробирками, растворы сульфата желе за (II), хлорида железа (III), гидроксида натрия или калия, серной и соля ной кислот.

Выполнение опыта 1. В пробирке к 3–4 каплям раствора сульфата железа (II) добавить та кой же объем раствора гидроксида натрия. Отметить образование бело го осадка, переходящего в зеленый, затем в бурый.

2. К полученному в предыдущем опыте гидроксиду железа (II) прилить несколько капель соляной кислоты до растворения осадка.

3. В пробирке к 3–4 каплям раствора хлорида железа (III) прилить 1–- капли раствора гидроксида натрия. Наблюдать образование бурого осадка.

4. К полученному в предыдущем опыте гидроксиду железа (II) прилить несколько капель серной кислоты до растворения осадка.

FeSO4 + 2NaOH Fe(OH)2 + Na2SO4, Fe(OH)2 + 2HCl FeCl2 + 2H2O, FeCl3 + 3NaOH Fe(OH)3 + 3NaCl, 2Fe(OH)3 + 3H2SO4 Fe2(SO4)3 + 6H2O.

1. Написать уравнения реакций взаимодействия сульфата железа (II) с гидроксидом натрия в молекулярной и ионной формах.

Лабораторный практикум 2. Написать уравнения реакций взаимодействия гидроксида железа (II) с соляной кислотой в молекулярной и ионной формах.

3. Написать уравнения реакции, происходящей при взаимодействии хло рида железа (III) с гидроксидом натрия в молекулярной и ионной фор мах.

4. Написать в молекулярной и ионной формах уравнения реакции взаи модействия гидроксида железа (III) с серной кислотой.

ОПЫТ 2. КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ НА СОЛИ ЖЕЛЕЗА (II) И ЖЕЛЕЗА (III) Ионы двухвалентного железа дают с гексациано-(III)ферратом калия (красной кровяной солью) характерный темно-синий осадок (турнбулеву синь), ионы трехвалентного железа с гексациано-(II)ферратом калия (желтой кровяной солью) образуют сине-зеленый осадок (берлинскую лазурь), а роданидом калия или аммония – ярко окрашенный раствор роданида железа. С помощью указанных реакций можно определить присутствие ничтожных количеств ионов в растворе.

Приборы и реактивы: штатив с пробирками, растворы свежеприготов ленного сульфата железа (II), хлорида железа (III), гексациано (II)феррата калия, гексациано-(III)феррата калия, роданида аммония.

Выполнение опыта 1. ОБРАЗОВАНИЕ РОДАНИДА ЖЕЛЕЗА Внести в пробирку 2–3 капли раствора хлорида железа (III) и добавить 1–2 капли роданида аммония. Образуется раствор кроваво-красного цвета.

FeCl3 + 3NH4CNS Fe(CNS)3 + 3NH4Cl.

Записать наблюдения.

Написать в молекулярной и ионной формах уравнение реакции взаимо действия хлорида железа (III) с роданидом аммония, учитывая, что ро данид железа (III) – малодиссоциирующее вещество.

2. ОБРАЗОВАНИЕ ОСАДКА БЕРЛИНСКОЙ ЛАЗУРИ Внести в пробирку 2–3 капли раствора хлорида железа (III), добавить та кое же количество гексациано-(II)феррата калия (желтой кровяной соли).

Образуется темно-синий осадок берлинской лазури.

4FeCl + 3K4[Fe(CN)6] Fe4[Fe(CN)6]3 + 12KCl Записать наблюдения.

Написать уравнение реакции взаимодействия хлорида железа (III) с жел той кровяной солью K4[Fe(CN)6] в молекулярной и ионной формах.

Лабораторный практикум 3. ОБРАЗОВАНИЕ ОСАДКА ТУРНБУЛЕВОЙ СИНИ Внести в пробирку 2–3 капли раствора сульфата железа (II), добавить такое же количество гексациано-(III)феррата калия (красной кровяной соли) K3[Fe(CN)6]. Отметить образование синего осадка.

3FeSO4 + 2K3[Fe(CN)6] Fe3[Fe(CN6)6]2 + 3K2SO4.

Записать наблюдения.

Написать уравнение реакции взаимодействия сульфата железа (II) с красной кровяной солью в молекулярной и ионной формах.

ОПЫТ 3. ПОЛУЧЕНИЕ ХРОМИТОВ И БИХРОМАТОВ Приборы и реактивы: штатив с пробирками, растворы сульфата или хлорида хрома (III), гидроксида натрия, серной или соляной кислоты.

Выполнение опыта Поместить в пробирку 4 капли раствора хлорида хрома (III) и добавить 5 6 капель раствора щелочи до образования осадка. Полученный осадок вместе с раствором разделить в две пробирки. В одну из них прилить несколько капель раствора серной кислоты, в другую – гидроксида на трия до растворения осадка.

CrCl3 + 3NaOH Cr(OH)3 + 3NaCl 2Cr(OH)3 + 3H2SO4 Cr2(SO4)3 + H2O Cr(OH)3 + 3NaOH Na3[Cr(OH)6] ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА НЕМЕТАЛЛОВ. КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ НА ХЛОРИД-, СУЛЬФАТ-, КАРБОНАТ-ИОНЫ Опыт 1.

• Химические свойства соляной кислоты;

Опыт 2.

• Распознавание HCl, хлоридов, йодидов и йода;

Опыт 3.

• Ознакомление с образцом S;

Опыт 4.

• Распознавание сульфат-ионов в растворе;

Опыт 5.

• Получение оксида углерода (IV) (CO2) и определение его свойств;

Опыт 6.

• Распознавание карбонатов Контрольное задание Приборы и реактивы: штатив с пробирками, лакмусовая бумага, лучин ка, крахмал, мел;

гидроксид натрия (NaOH), соляная кислота (HCl), сер ная кислота (H2SO4), спиртовый раствор йода, сера кристаллическая;

Mg, Zn, Cu – металлические;

растворы солей: хлорид натрия (NaCl), Лабораторный практикум сульфат меди (CuSO4), йодид калия (KI), нитрат свинца (Pb(NO3)2), сульфат натрия (Na2SO4), сульфат цинка (ZnSO4), хлорид бария (BaCl2), натрий углекислый (Na2CO3), водяная баня.

Известно, что неметаллы способны образовывать летучие водородные соединения, а также кислотные оксиды;

из кислотных оксидов в свою очередь образуются кислоты.

Цель работы: лабораторная работа посвящена изучению неметаллов.

ОПЫТ 1. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА СОЛЯНОЙ КИСЛОТЫ Соляная кислота представляет собой раствор газообразного HCl в воде.

Раствор HCl разлейте поровну в 5 пробирок, затем:

в первую пробирку – опустите лакмусовую бумагу;

во вторую пробирку – добавить порошок Mg;

в третью пробирку – кусочек Cu;

в четвертую – свежеприготовленный Cu(OH) (CuSO4 + NaOH Cu(OH)2 + Na2SO4);

в пятую пробирку – немного мела (CaCO3).

1. Cо всеми ли металлами реагирует соляная кислота?

2. Составьте уравнения реакций, протекающих между соляной кислотой и указанными веществами. Как объяснить образование в четвертой про бирке раствора синего цвета, а в пятой выделение газа?

3. Составьте уравнение реакций.

ОПЫТ 2. РАСПОЗНАВАНИЕ HCl, ХЛОРИДОВ, ЙОДИДОВ И ЙОДА Для распознавания соляной кислоты, хлоридов и йодидов в одну про бирку налейте 1–2 мл разбавленной соляной кислоты, во вторую – столько же раствора хлорида натрия, в третью – йодид калия. Во все пробирки добавьте по несколько капель раствора нитрата серебра (I) или нитрата свинца (II).

Для распознавания йода в пробирку налейте 2–3 мл воды, добавьте не много крахмала, перемешайте эту взвесь и влейте ее во вторую пробир ку с 2–3 мл воды, нагретой до кипения. Полученный раствор крахмала налейте в две пробирки и охладите. В одну из них добавьте несколько капель йодида калия, а в другую – раствор йода в спирте.

Напишите уравнения соответствующих реакций.

ОПЫТ 3. ОЗНАКОМЛЕНИЕ С ОБРАЗЦОМ S Рассмотрите выданный образец серы;

в тетради сделайте запись по схеме:

– название;

– химическая формула;

– агрегатное состояние;

– цвет, запах;

– растворимость в воде.

Лабораторный практикум ОПЫТ 4. РАСПОЗНАВАНИЕ СУЛЬФАТ-ИОНОВ В РАСТВОРЕ В одну пробирку налейте 1–2 мл раствора сульфата натрия, в другую – столько же сульфата цинка, в третью – разбавленного раствора серной кислоты. Затем добавьте несколько капель раствора хлорида бария или нитрата бария.

Составьте уравнения проделанных вами реакций.

ОПЫТ 5. ПОЛУЧЕНИЕ ОКСИДА УГЛЕРОДА (IV)(CO2) И ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЕГО СВОЙСТВ 1. Поместите в пробирку несколько кусочков мела или мрамора и при лейте немного разбавленной соляной кислоты.

2. Внесите в пробирку горящую лучинку.

1. Что происходит, если на мел или мрамор подействуют соляной кисло той? Запишите уравнение реакции.

2. Объясните, почему гаснет горящая лучинка.

ОПЫТ 6. РАСПОЗНАВАНИЕ КАРБОНАТОВ Поместите в 2 пробирки немного (на кончике шпателя) кристаллические вещества: CaCO3 и NaCO3. Прилейте в 1-ю пробирку немного разбав ленной HCl, во 2-ю – H2SO4.

Запишите наблюдения и уравнения реакций.

КОНТРОЛЬНОЕ ЗАДАНИЕ Дана пробирка, в которой может находиться одна из солей:

1. KI 3. NaCl 2. Na2SO4 4. Na2CO Определить при помощи характерных химических реакций, какая соль находится в пробирке.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ ОКРАСКИ ИНДИКАТОРА ПРИ РАЗЛИЧНЫХ PH Оборудование и реактивы: растворы NaOH, HCl, набор реактивов (ме тиловый фиолетовый, метиловый оранжевый, метиловый красный, фе ноловый красный, фенолфталеин, ализарин, тропеолин О, универсаль ный индикатор, бромкрезоловый пурпурный), исследуемые растворы.

Лабораторный практикум Выполнение опыта Налейте в одну пробирку около 2 мл 0,01 Н раствора соляной кислоты, в другую столько же 0,01 Н раствора едкого натра. Прибавьте в каждую пробирку по 1–2 капли индикатора метилового оранжевого, перемешай те раствор и отметьте цвет индикатора в том и другом растворе. Повто рите опыт со всеми имеющимися индикаторами, а результат запишите в табл. 15:

Таблица № Индикатор Окраска В кислоте В щелочи 1. Метиловый фиолетовый 2. Метиловый оранжевый 3. Метиловый красный 4. Бромкрезоловый пурпурный 5. Феноловый красный 6. Фенолфталеин 7. Тимолфталеин 8. Ализарин 9. Тропеолин О Изменение цвета индикаторов при различных значениях pH Таблица № Индикатор pH Цвет индикатора 1. Метиловый фиолетовый 0,5–1-2-3 Желтый – зеленый – голубой – фиолетовый 2. Метиловый оранжевый 3-4-5 Красный – оранжевый – желтый 3. Метиловый красный 4,4-6,2 Красный – желтый 4. Бромкрезоловый 5,2-6,8 Желтый – пурпурно пурпурный фиолетовый 5. Феноловый красный 6,8-8,0 Желтый – красный 6. Фенолфталеин 8-9-10 Бесцветный – бледно –розовый 7. Тимолфталеин 9,5-10,5 Бесцветный – синий 8. Ализарин желтый 10-12-13 Желтый – оранжевый – лиловый 9. Тропеолин О 11-12-13 Желтый – оранжевый – корич невый Лабораторный практикум ХАРАКТЕРНЫЕ РЕАКЦИИ КАТИОНОВ РАЗНЫХ АНАЛИТИЧЕСКИХ ГРУПП Первая аналитическая группа Na+ Реакция окрашивания пламени. Летучие соединения соли натрия окра шивают пламя горелки в желтый цвет.



Pages:     | 1 | 2 || 4 |
 





 
© 2013 www.libed.ru - «Бесплатная библиотека научно-практических конференций»

Материалы этого сайта размещены для ознакомления, все права принадлежат их авторам.
Если Вы не согласны с тем, что Ваш материал размещён на этом сайте, пожалуйста, напишите нам, мы в течении 1-2 рабочих дней удалим его.