22786

Окислительно-восстановительные процессы

Лабораторная работа

Химия и фармакология

Окислительно-восстановительный процесс представляет собой совокупность процессов окисления и восстановления, протекающих одновременно. Окисление - это процесс отдачи электронов, восстановление - процесс их присоединения. Степень окисления атомов, отдающих электроны, повышается, а при присоединении электронов степень окисления атомов, наоборот, понижается

Русский

2017-10-17

116 KB

24 чел.

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №. 3

ОКИСЛИТЕЛЬНО – ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПРОЦЕССЫ.

1. Основные понятия.

Окислительно-восстановительный процесс представляет собой совокупность процессов окисления и восстановления, протекающих одновременно. Окисление - это процесс отдачи электронов, восстановление - процесс их присоединения. Степень окисления атомов, отдающих электроны, повышается, а при присоединении электронов степень окисления атомов, наоборот, понижается. Таким образом, отличительным признаком окислительно-восстановительных процессов является изменение степени окисления атомов окисляющегося и восстанавливающегося элемента.

Частицы вещества (атомы, молекулы, ионы), отдающие электроны, называются восстановителями, а частицы, присоединяющие электроны - окислителями. Окислитель, присоединяя электроны, превращается в соответствующий восстановитель и наоборот, в результате отдачи электронов восстановителем образуется соответствующий окислитель, т.е. соответствующие окислитель и восстановитель образуют единую окислительно-восстановительную пару - редоксипару OK/ВС, где ОК - окислитель, ВС - соответствующий восстановитель. Взаимные превращения окислителя ОК в соответствующий восстановитель ВС, а также восстановителя ВС в соответствующий окислитель ОК можно выразить схемой: ОК+ne ↔BC, где n - количество электронов е. Например, для окислительно-восстановительной пары Zn2+\Zn взаимные превращения окислителя и восстановителя выражаются уравнением: Zn2++2e <=> Zn; для пары (MnO4- +8Н+)/(Мп2++4Н2О) уравнение взаимного превращения имеет вид: Мп04- + 8Н ++5 е<=> Мп2++4Н20.

Сущность окислительно-восстановительного процесса заключается в передаче электронов восстановителем окислителю. Поэтому первым необходимым условием осуществимости окислительно-восстановительного процесса является одновременное наличие окислителя и восстановителя.

Пример 1.1. С какими из веществ - Zn, KNO3, KNO2 - может реагировать окислитель К2Сг2O7?

Окислитель К2СГ2О7 может вступать в окислительно-восстановительное взаимодействие только с веществами, обладающими восстановительными свойствами. В данном случае К2Сr207 может взаимодействовать с Zn, т.к. Zn, как и все металлы, является восстановителем. С KNO3 окислительно-восстановительное взаимодействие невозможно, т.к. KNO3 не может быть восстановителем, поскольку азот в этом соединении находится в максимально окисленном состоянии - степень окисления 1) азота имеет максимальное значение степени окисления, равное +5. В KNO2 степень окисления азота имеет одно из промежуточных значений, равное +4. Поэтому данное соединение может быть и окислителем, и восстановителем и потому его взаимодействие с К2Сr2О7 возможно.

________________________________________________

1) Степень окисления - избыточный электрический заряд атома в химическом соединении, вычисленный в предположении, что все электроны, участвующие в образовании химической связи, полностью смещены к более электроотрицательному атому. Для определения степени окисления атомов используют следующие правила:

1) степень окисления атомов в простых веществах (напр.: Na, С12, 03) равна нулю;

2) степень окисления одноатомного иона (напр.: Na+, Сl -, Zn2+, А13+) равна его заряду;

3) степень окисления металлов всегда положительна;

4) характерные степени окисления в соединениях проявляют следующие элементы:

щелочные металлы (+1),

щелочноземельные металлы (+2),

бор, алюминий (+3), кроме боридов металлов

фтор (-1), самый электроотрицательный элемент

водород (+1), кроме гидридов металлов

кислород (-2), кроме пероксидов, надпероксидов, озонидов, и соединений с фтором;

сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю (условие электронейтральности).

Окислительно-восстановительный процесс можно осуществить двумя способами: в форме окислительно-восстановительной реакции при непосредственном контакте окислителя с восстановителем и в форме электрохимического процесса с пространственно разделёнными процессами окисления и восстановления, протекающими на электродах.

Электрод представляет собой систему, включающую проводник электронов и окислительно-восстановительную пару. Так как проводником электронов, в принципе, может быть любой токопроводящий материал, обладающий электронной проводимостью, для обозначения электрода достаточно указать окислительно-восстановительную пару OK/ВС, например, (МпО4- +8Н+)/(Мп2++4Н20), Zn2+/Zn. В любом электроде могут протекать 2 процесса: восстановление окислителя ОК+nе = ВС и окисление восстановителя ВС+ОК+ne.

Электрод называется анодом, если в нём протекает процесс окисления, и катодом, если в нём реализуется восстановительный процесс. Характер электродного процесса зависит от относительной активности окислителя и восстановителя редоксипары, которая количественно характеризуется величиной стандартного электродного потенциала Е°: чем больше значение Е°, тем выше активность окислителя и тем ниже активность соответствующего восстановителя. л

Пример 1.2. Активность окислителей и восстановителей окислительно-восстановительных пар Zn2+/Zn и (МnО4--+8Н+)/(Мn2++4H2О).

Из таблицы стандартных электродных потенциалов (см. приложение) выписываем их значения для рассматриваемых пар: E°(Zn2+/Zn) = -0,76В; Е˚((Мп04-+8H+)/(Мп2++4Н20)) = 1.51B. Сопоставляя значения Е°, приходим к выводу, что в рассматриваемых окислительно-восстановительных парах наиболее сильным окислителем является (.МпО4-+8Н+) наиболее активным восстановителем - Zn.

В окислительно-восстановительном процессе восстановитель, отдавая электроны, превращается в соответствующий окислитель, а окислитель вследствие присоединения электронов образует соответствующий восстановитель. Естественно, что образующиеся новый окислитель и новый восстановитель способны вступать друг с другом в окислительно-восстановительное взаимодействие. Поэтому любой окислительно-восстановительный процесс обратим и может быть выражен следующей схемой: BC1+OK11<=>ОK+BC11, где индексы "I" и "II" относятся к первой и второй окислительно-восстановительным парам.

Как и в любом обратимом процессе, возможность самопроизвольного взаимодействия в окислительно-восстановительном процессе определяется условием ΔG<0. Для окислительно-восстановительных процессов имеет место соотношение:

ΔG=- nFE (1.1)

где п - число электронов, Р«96500Кл - число Фарадея, Е - разность электродных потенциалов окислителя Еок и восстановителя Евс (Е = ЕОК- Евс). Из формулы (1.1) вытекает, что условием самопроизвольного протекания окислительно-восстановительного процесса является:

Е>0 или Еок>Евс  (1.2)

Пример 1.3. Определение возможности самопроизвольного протекания окислительно-восстановительного процесса Zn.+Sn2+-Zn2++Sn.

В рассматриваемом процессе Zn - восстановитель, ионы Sn2+ - окислитель.

Из таблицы стандартных электродных потенциалов выписываем их значения для окислительно-восстановительных пар, включающих данные окислитель и восстановитель: E°(Zn2+/Zn) = - 0,76В, E°(Sn2+/Sn) = - 0,14В. Находим стандартную разность потенциалов: Е°=Е°ок - Е°вс - E°(Sn2+/Sn)- E°(Zn2+/Zn) = -0,14 -(-0,76) = 0,62В>0, что удовлетворяет условию (1.2). Следовательно, рассматриваемый окислительно-восстановительный процесс в стандартных условиях может протекать самопроизвольно.

2. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций.

В любом окислительно-восстановительном процессе общее количество электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, присоединённых окислителем. Это положение лежит в основе всех методов составления уравнений реакций окисления-восстановления, основными из которых являются метод электронных уравнений (метод электронного баланса) и метод электронно-ионных уравнений (метод электронно-ионного баланса).

Пример 2.1. Составление уравнения реакции окисления-восстановления, протекающей по схеме Al+H2SO4 <=>Al2(SO4)3+H2↑, методом электронного баланса.

Согласно методу первоначально в соответствии с молекулярной схемой реакции определяется степень окисления атомов до и после реакции. Для рассматриваемой реакции степени окисления атомов до и после реакции равны (обычно указываются над химическим символом элемента):

0 +1+6-2 +3 +6-2 0

Al+H2S04=>Al2(S04)з +Н2 ↑.

Затем записываются электронные уравнения окисления и восстановления атомов, определяются коэффициенты для процесса окисления и восстановления (слева от вертикальной черты), суммируются электронные уравнения с учётом найденных коэффициентов и записывается уравнение окисления-восстановления атомов.

0 +3

1 Al = Al+3е - уравнение окисления восстановителя Al.

+1 0

3 Н+е=Н - уравнение восстановления окислителя Н.

0 +1 +3 0

А1+ЗН=А1+ЗН - уравнение окисления-восстановления.

Коэффициенты из уравнения окисления-восстановления атомов переносим в молекулярную схему: Al+1,5H2S04=>0,5Al2(S04)з+1,5H2↑. Т.к. в уравнениях реакций принято использовать целочисленные стехиометрические коэффициенты, произведём га удваивание и запишем новую схему реакции: 2A1+3H2S04=>A12(S04)3+3H2↑. После проверки в записанной молекулярной схеме количества атомов, не участвующих в окислительно-восстановительном процессе (атомов S и О), приходим к выводу, что данная схема представляет собой уравнение реакции, которое и записываем в окончательном виде: 2Al+3H2S04=Al2(S04)3+3H2↑.

Второй метод - метод электронно-ионных уравнений используется для составления уравнений реакций окисления-восстановления, протекающих в растворах. Отличительной особенностью данного метода является то, что уравнения окисления и восстановления составляются для процессов превращения частиц, реально существующих в растворе - молекул, ионов и пр. Эти уравнения называются электронно-ионными, по названию которых получил название и сам метод.

Пример 2.2. Составление электронно-ионных уравнений взаимного превращения Мn2О7 <=> Мn2+ в кислой среде.

Согласно схеме при превращении Мп207 в Мп2+происходит высвобождение семи атомов кислорода, которые в кислой среде связываются 14 ионами Ft, образуя 7 молекул Н20. В соответствии с этим после уравнивания числа атомов Мп и подсчёта суммарного заряда в левой и правой частях схемы электронно-ионное уравнение рассматриваемого превращения записывается: Мп207+14Н++10е =2Мп2++7Н20. Из записанного уравнения следует, что рассматриваемое превращения является процессом восстановления окислителя (Mn207+14H+).

При обратном превращении Мп2+ в Мп207 происходит связывание семи атомов кислорода. Поэтому для компенсации недостающих 7 атомов кислорода в левую часть электронно-ионного уравнения рассматриваемого превращения нужно ввести 7 молекул растворителя - Н20. Результатом связывания 7 атомов кислорода является образование 14 ионовH+, высвобождающихся из 7 молекул воды. В соответствии с этим после уравнивания числа атомов Мп и подсчёта суммарного заряда в левой и правой частях схемы электронно-ионное уравнение рассматриваемого превращения записывается: 2Мп2+ +7Н20=Мп207 +14Н++10е. Из записанного уравнения следует, что рассматриваемое превращения является процессом окисления восстановителя (2Мп2++7Н20).

Подробнее о методе электронно-ионных уравнений - см. Методические указания к контрольной работе №5: Окислительно-восстановительные процессы.

3. Гальванический элемент.

Гальванический элемент представляет собой двухэлектродную систему с самопроизвольно протекающим электрохимическим процессом. В гальваническом элементе происходит самопроизвольное превращение химической энергии в электрическую.

В контрольной работе рассматривается гальванический элемент, состоящий из двух металлических электродов, каждый из которых включает металлический проводник электронов, погруженный в раствор соли того же металла. Редоксипары таких электродов состоят из окислителя - катионов металла Меn+ и соответствующего восстановителя - атомов металла Me: Меn+/Ме.

Электрическая цепь гальванического элемента данного типа состоит из внешнего и внутреннего участков. Внешний участок цепи посредством того или иного проводника соединяет металлические электроды; во внешней цепи электроды замыкаются на потребителя электрического тока или на электроизмерительный прибор. Внутренний участок цепи соединяет растворы солей электродов посредством жидкостного мостика, заполненного насыщенным раствором КС1 и агар-агаром.

Характер электродных процессов в гальваническом элементе определяется относительными значениями электродных потенциалов электродов. Окисление протекает на поверхности металлического проводника электрода, содержащего наиболее сильный восстановитель, т.е. анодом является электрод с меньшим значением электродного потенциала; электрод с большим значением электродного потенциала является катодом. Соответственно относительным величинам электродных потенциалов анод в гальванических элементах маркируется знаком катод - знаком "+".

Следует иметь в виду, что для металлических электродов величина электродного потенциала зависит от концентрации катионов металла. Эта зависимость выражается формулой Нернста:

E(Men+/Me)=E°(Men+/Me)+(0,059/n)Ig С(Мe n+ )  (3.1)

где С(Меn+) - молярная концентрация катионов металла, n - число электронов, Е°(Меn+/Ме) - стандартный электродный потенциал металлического электрода, Е(Меn+/Ме) - электродный потенциал электрода при концентрации катионов металла С(Меn+).

Для представления гальванических элементов используется схематическая форма записи, которая начинается обозначением анода и заканчивается обозначением катода; в схеме гальванического элемента принято указывать число электронов, переходящих во внешней цепи от анода к катоду и далее из проводника катода к окислителю катода. Так гальванический элемент, состоящий из двух металлических электродов MeIn+/MeI и МеIIn+/МеII, в котором MeIn+/MeI - анод (А), а МеIIn+/МеII - катод (К), записывается:

 ne

A- MeI / MeIn+// МеIIn+/ МеII +К  (3.2)

Разность электродных потенциалов гальванического элемента называется его электродвижущей силой (ЭДС). В соответствии с направлением самопроизвольного перехода электронов в гальваническом элементе (см. 3.2) его ЭДС - Е определяется как разность электродных потенциалов катода - Ек и анода - Еа: Е=Ек-Еа   (3.3)

Для гальванического элемента, записанного в (3.2), ЭДС равна: Е= Е(МеIIn+/МеII) - E(MeIn+/MeI).

Пример 3.1. Металлический проводник, изготовленный из кобальта, погружен в 0,01 М раствор Co(NO3)2. Рассчитать величину электродного потенциала этого электрода.

Для данного электрода, пользуясь таблицей стандартных электродных потенциалов, подобрать катод. Записать схему гальванического элемента, для которого составить уравнения электродных процессов и уравнение электрохимического процесса, определить значение ЭДС, считая электродный потенциал катода равным его стандартному значению, и рассчитать величину стандартной ЭДС.

Окислительно-восстановительная пара рассматриваемого электрода записывается: Со2+/Со.

По формуле (3,1) рассчитываем величину электродного потенциала данного электрода:

Е(Со2+/Со) = Е°(Со2+/Со)+(0,059/n)lgC(Со2+) = -0,28+(0,059/2)lg0,01 = -0,28-0,059 = -0,339В.

По отношению к электроду Со2+/Со в качестве катода можно использовать любой электрод с большим электродным потенциалом, например медный электрод Си2+/Си, стандартный электродный потенциал которого равен: Е°(Си2+/Си) = 0,34В. Записываем схему гальванического элемента с выбранным катодом: 2e

 А - Со/Со2+// Cи2+/Cu+К

Записываем уравнения электродных процессов и уравнение электрохимического процесса, протекающего в данном гальваническом элементе:

Со=Со2++2е - уравнение анодного окисления.

Си2++2e=Си -уравнение катодного восстановления.

Со+Си2+=Со2++Си-уравнение электрохимического процесса.

По формуле (3.3) определяем величину ЭДС:

Е=Ек - Еа= Е°(Си2+/Си) - E(Co2+/Co)=0,34 - (-0,339)=0,679В.

Стандартную ЭДС рассчитываем по табличным значениям стандартных электродных потенциалов: Е°=Е°(Си2+/Си) - Е°(Со2+/Со) =0,34 - (-0,28)=0,62В.

4. Электролиз.

Электролиз - это электрохимический процесс, протекающий на электродах при пропускании через электролит постоянного электрического тока. При электролизе электроды электролизёра включаются в цепь внешнего источника постоянного тока, который, перемещая электроны с одного электрода на другой, придаёт одному электроду отрицательный электрический потенциал, другому - положительный. В связи с этим положительно заряженные ионы электролита - катионы перемещаются к отрицательно заряженному электроду - к катоду, а отрицательно заряженные ионы - анионы - к положительно заряженному электроду - к аноду.

Если электролит представляет собой расплав, на электродах происходит разрядка его ионов. Если же электролизу подвергается водный раствор электролита, на электродах кроме разрядки ионов электролита могут протекать процессы окисления и восстановления самого растворителя - воды согласно следующим электронно-ионным уравнениям:

2H20=4H++02↑+4e - окисление воды на аноде;

2Н20+2е=20Н-+H2↑ - восстановление воды на катоде.

Стандартные электродные потенциалы, определяющие возможность окисления и восстановления воды при электролизе водных растворов, следующие: Е0((4Н++О2)/2Н2О)=1,23В - для анодного процесса и Е0(2Н2О/(2ОН-+Н2))= -0,83В - для катодного процесса.

При электролизе водных растворов на катоде восстанавливается наиболее сильный окислитель, т.е. окислитель с наибольшим значением электродного потенциала; на аноде окисляется наиболее

сильный восстановитель, т.е. восстановитель с наименьшим значением электродного потенциала2).

Пример 4.1. Электролиз водного раствора нитрата рубидия RbNO3.

В водном растворе нитрат рубидия диссоциирует согласно уравнению: RbN03=Rb++N03-. При пропускании через данный раствор постоянного электрического тока катионы Rb+переместятся к отрицательно заряженному электроду - к катоду, а анионы НОз- - к положительно заряженному электроду - к аноду. На аноде может окисляться только вода, т.к. нитрат-ионы к окислению не способны (см. сноску 2). На катоде могут восстанавливаться как ионы Rb+, так и вода. Сопоставляя значения стандартных электродных потенциалов данных двух окислителей (E°(Rb+/Rb) = -2,93В; Е°(2Н20/(2OH+Н2))= -0,83В), находим, что наиболее сильным из них является Н20, которая и будет восстанавливаться на катоде. В соответствии с отмеченным запишем уравнения электродных процессов, протекающих при электролизе раствора рассматриваемого электролита, и уравнение электролиза в целом.

2 2H20+2e=20H-+H2↑ - уравнение катодного процесса.

1 2H20=4H++O2 ↑+4e - уравнение анодного процесса.

6H20=40H-+2H2 ↑+4H++02↑ - уравнение электролиза.

Особым случаем электролиза является электролиз водных растворов с растворимым анодом - с анодом, материал которого способен окисляться в процессе электролиза. Это, как правило, металлические аноды.

Пример 4.2. Электролиз водного раствора сульфата никеля NiSO4 с никелевым анодом.

В водном растворе NiS04 диссоциирует согласно уравнению: NiS04=Ni2++S042. При электролизе данного раствора ионы Ni2+ перемещаются к катоду, ионы SO42- - к катоду. На катоде могут восстанавливаться ионы Ni2+ и молекулы воды; на аноде могут окисляться ионы S042, молекулы воды и сам материал анода - металлический никель.

____________________________________________________________________________________________

2) Если анион электролита образован элементом в высшей степени окисления и, следовательно, не способен к дальнейшему окислению, при электролизе раствора такого электролита анодный процесс всегда заключается в окислении воды. Например, при электролизе водных растворов нитратов на аноде окисляется вода, т.к. нитрат-ионы N0/ не могут окисляться ввиду того, что азот в них находится в максимально возможной степени окисления, равной +5. *

Сопоставляем стандартные электродные потенциалы окислителей и восстановителей и определяем характер электродных процессов.

Стандартные электродные потенциалы окислителей: E°(Ni2+/Ni) = -0,25В; Е°(2Н20/(20Н+Н2))=0,83В. Из этих значений электродных потенциалов однозначно вытекает, что катодный процесс при электролизе рассматриваемого раствора заключается в восстановлении ионов никеля.

Стандартные электродные потенциалы восстановителей: E°(S2O82-/2S042-) = 2,01; Е°((4Н++02)/2Н20) = 1,23В; E°(Ni2+/Ni) = -0,25В. На основании данных значений делаем вывод что на аноде будет окисляться наиболее сильный восстановитель - никель.

Исходя из сделанных выводов, записываем уравнения электродных процессов и уравнение электролиза.

Ni2++2e =Ni - уравнение катодного процесса - осаждение металлического никеля из раствора;

N1= Ni2++2e - уравнение анодного процесса - растворение никелевого анода;

Ni2++Ni= Ni+Ni2+ - уравнение электролиза.

Из уравнения электролиза видно, что сущность процесса в рассматриваемом примере заключается в переносе материала анода на катод. Это явление реально используется в промышленности для электролитической очистки металлов от примесей.

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ.

Опыт 1. Окислительные и восстановительные свойства химических соединений.

Рассматривается возможность протекания реакции между перманганатом калия КМnO4 и двум соединениями серы Nа2S0з и Na2S04 в кислой среде:

1)КМn04 + Na2S03 + H2S04;2)KMn04 + Na2S04 +H2S04

Факт протекания реакции фиксируется по изменению фиолетовой окраски раствора, обусловленной окраской окислителя - КМп04: обесцвечивание раствора свидетельствует об израсходовании окислителя - о протекании реакции, сохранение фиолетовой окраски - об отсутствии реакции.

В 2 пробирки внесите по 3 капли раствора КМn04 и 1-2 капли раствора H2S04. В одну пробирку добавьте 4-5 капель раствора Na2S03, в другую - столько же раствора Na2S04.

1) Отметьте признаки реакций (исчезновение или сохранение окраски): реакция 1) – окраска______________; реакция 2) – окраска_____________________.

2) Определите степени окисления марганца и серы в исследуемых соединениях и исходя из этого определите роль каждого соединения в реакциях окисления-восстановления: КМп04 -_____________; Na2S04 _____________-; Na2S03 - .

3) Для какой реакции выполняется необходимое условие осуществимости окислительно-восстановительного процесса (одновременное наличие окислителя и восстановителя)?: для реакции 1), для реакции 2) (нужное подчеркнуть). Соответствует ли сделанный вывод с результатами опыта?: (да, нет)_____.

4) Методом электронно-ионных уравнений составьте уравнение протекающей реакции.

5) Укажите процессы окисления и восстановления, окислитель и восстановитель. Используя значения стандартных электродных потенциалов окислителя и восстановителя, подтвердите расчётом возможность самопроизвольного протекания рассматриваемой реакции (см. соотношения 1.2, пример 1.3)

Опыт 2. Гальванический элемент.

Рассматривается гальванический элемент с медным и цинковым электродами, каждый из которых представляет собой металлическую пластинку, погруженную в раствор соответствующей coj

Получите у преподавателя индивидуальное задание для оформления расчётной части опыта - концентрации растворов солей: CCuSO4 = ; Cznso4 =

Соберите гальванический элемент с гальванометром во внешней цепи. Замкните электроды npi водником электронов (металлическим проводом) и наблюдайте работу гальванического элемента по отклонению стрелки гальванометра. Запишите схему гальванического элемента (см. схему 3.2).

1) Выпишите значения стандартных электродных потенциалов электродов (см. таблицу приложения): E°(Cu2+/Cu)= ; E°(Zn2+/Zn) =

2) По уравнению Нернста (3.1) рассчитайте значение электродного потенциала каждого электрод согласно полученному индивидуальному заданию (см. пример 3.1):

E(Cu2+/CU) =

E(Zn2+/Zn) =

3) Составьте уравнения электродных процессов и общее уравнение электрохимического процесс;

4) Рассчитайте стандартную ЭДС гальванического элемента и ЭДС, отвечающую полученному индивидуальному заданию:

Опыт 3. Электролиз водных растворов.

Электролиз проводится в электролизере - U-образной трубке, заполненной раствором электролита, в которую помещаются графитовые электроды. Напряжение на электроды подается через выпрямитель тока в течение 0,5 1 мин. Определение продуктов электролиза производится визуально ( выделение газа, осаждение металла, изменение окраски раствора, изменение окраски индикатора ).

3.1. Электролиз раствора сульфата натрия.

Проведите процесс электролиза. Отключите источник питания. Удалите электроды из электролизера и промойте их дистиллированной водой.

В катодное и в анодное пространство электролизера добавьте несколько капель раствора лакмуса. Отметьте (в таблице) цвет индикатора в каждом колене электролизёра.

1) Запишите уравнение диссоциации соли: Na2S04 =

2) В таблице запишите уравнения теоретически возможных электродных: процессов и выпишите значения соответствующих электродных потенциалов (см. таблицу приложения).

3) Сделайте вывод о характере электродных процессов. Сопоставьте вывод с опытными данными.

4) Соответственно этому заполните последнюю колонку таблицы.

Электрод

Наблюдения

Возможные процессы

Е°, В

Продукты электролиза

Анод (окисление)

Катод (восстановление)

5) Запишите уравнение процесса электролиза:

3.2. Электролиз раствора сульфата меди (II).

Проведите процесс электролиза. Отключите источник питания. Удалите электроды из электролизера . Осмотрите поверхность электродов.. Все наблюдения отметьте в таблице.

1) Запишите уравнение диссоциации соли: CuSO4 =

2) В таблице запишите уравнения теоретически возможных электродных процессов и выпишите значения соответствующих электродных потенциалов ( см. таблицу приложения).

3) Сделайте вывод о характере электродных процессов. Сопоставьте вывод с опытными данными.

4) Соответственно этому заполните последнюю колонку таблицы.

Электрод

Наблю- дения

Возможные процессы

Е°, В

Продукты электролиза

Анод (окисление)

Катод (восстановле-

ние)

5) Запишите уравнение процесса электролиза:

3.3. Электролиз раствора сульфата меди: (II) с растворимым анодом.

Измените полярность полюсов электродов. Таким образом, электрод с осажденной на нем медью, полученной в предыдущем опыте, будет анодом.

Проведите процесс электролиза. Отключите источник питания. Удалите электроды из электролизера . Осмотрите поверхность электродов.. Все наблюдения отметьте в таблице.

1) Составьте уравнения теоретически возможных электродных процессов и выпишите значения со ответствующих электродных потенциалов ( см. таблицу приложения).

2) Сделайте вывод о характере электродных процессов. Сопоставьте вывод с опытными данными.

3) Соответственно этому заполните последнюю колонку таблицы.

Электрод

Наблюдения

Возможные процессы

Е°, В

Продукты электролиза

Анод

(окисление)

Катод

(восстановление)

5) Запишите уравнение процесса электролиза

Контрольные вопросы.

1. Методом электронно-ионных уравнений составьте уравнение реакции:

1) N02+H20→HN03+N0; 2) Br2+H20→НВг+НВrO3;

3) Mn02+K0H→КМnО4+Мn(0Н)2; 4) НСlOз -» НС1 + НСlO4; 5) Р + Н20→РН3 + Н3Р03

II. Один из электродов гальванического элемента - железный. Другой электрод:

1) Zn2+/Zn; 2) Sn2+/Sn; 3) Mn2+/Mn; 4) Pb2+/Pb; 5) Ni2+/Ni

Запишите схему гальванического элемента, составьте уравнения электродных процессов и суммарное уравнение электрохимического процесса, рассчитайте значение стандартной ЭДС.

III. Составьте уравнения электродных процессов, протекающих на инертных электродах при электролизе водного раствора:

1) H2S04; 2) Li2S04; 3) Nal; 4) HI; 5) Pb(N03)2

Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения электролиза.

Вариант контрольного теста.

I. Укажите процессы восстановления:

1) S+4 = S+6 + 2е; - 2) Br+7 + 8е = Br-1 ; 3)Ag° = Ag+1 + е 4) Сг+2 + 2е - Сг°

II. Определите X в процессе S+4 = Sx + 2е: 1) +4; 2) +2; З)+6; 4) -2.

Определите тип процесса Br+7 -> Вг-1 и сколько электронов (n) в нем участвует:

1) n = 6, окисление; 2) n - 6, восстановление; 3) n = 8, окисление; 4) n = 8. восстановление.

Определите число электронов n в процессе Pb02 + 4Н+ + ne = Pb2+ + 2Н20: 1) 4; 2) 3; 3) 2; 4) 1.

Какие свойства в реакциях окисления-восстановления может проявлять S

1) окислитель; 2) восстановитель; 3) и окислитель и восстановитель.

Катодом гальванического элемента является свинец РЬ. Анодом может быть электрод:

1) Cu2+/Cu 2) Fe2+/Fe 3) Ni2+/Ni 4) Zn2+/Zn

В гальваническом элементе Zn | Zn2+ | | Н+1Н2 на аноде происходит процесс:

I) Zn2+ + 2е = Zn 2) Н2 = 2Н+ + 2е 3) Zn = Zn2+ + 2е 4)2Н+ + 2е = Н2

Величина стандартной ЭДС элемента Zn | Zn2+ │| Н+ |Н2 равна: 1) О В; 2) 0,76 В; 3) -0.76 В.

При электролизе раствора CuS04 с инертными электродами на аноде протекает процесс:

1) Сu = Сu2+ + 2е-; 2) 2HZO= О2 + 4Н+ + 4е;

3) Сu2+ + 2е = Сu; 4) 02 + 4Н+ + 4е - 2Н20.

В растворе содержатся ионы Sn2+, Ag+, Cu2+ в одинаковой концентрации. В какой последовательности они будут восстанавливаться при электролизе раствора:

1) Sn2+, Ag+, Cu2+; 2) Ag+, Sn2+, Cu2+;

3) Ag+, Cu2+. Sn2+; 4) Cu2+, Sn2+, Ag+.

Ответы и комментарии.

1-2,4-см. раздел 1, определение процессов окисления и восстановления; И-З-суммарный электрический заряд в левой и правой частях уравнения должен быть одинаков; Ш-4-см. комментарии к вопросам I,iI; IV-3-см. комментарий к вопросу II, V-3-см. пример 1.1; VI-2,3,4-cm. раздел 3, пример 3.1; VII-3-см. пример 3.1; VIII-2-см. формуле 3.3; IX-2-см. раздел 4, правила определения характера анодного и катодного процессов; Х-З-см. комментарий к вопросу IX.

Приложение.

Окислитель

Восстановитель

Число

Эл-нов

E°,B

Окислитель

Восстановитель

Число

Эл-нов

E°,B

Li+

Li

1

-3,05

Pb2+

Pb

2

-0,13

Rb+

Rb

1

-2,93

2H+

H2

2

0,00

Na+

Na

1

-2,71

Cu2+

Cu

2

0,34

Mni+

Mn

2

-1,18

Ag+

Ag

1

0,80

Zn2+

Zn

2

-0,76

Hg+

Hg

2

0,85

Fe2+

Fe

2

-0,44

I2

2I-

2

0,54

Cd2+

Cd

2

-0,40

S042-+2H+

SO32-+H2O

2

0,17

Co2+

Co

2

-0,28

S2O82-

2S042-

2

2,01

Ni2+

Ni

2

-0,25

2H20

H2+20H-

2

-0,83

Sn2+

Sn

2

-0,14

02+4H+

2H20

4

1,23


 

А также другие работы, которые могут Вас заинтересовать

608. Исследование показателей надежности и рисков нерезервированной технической системы 93 KB
  Определить показатели надежности и риск нерезервированной технической системы. Исследовать функцию риска: представить функцию риска в виде таблицы и графика. Дать качественный и количественный анализ соотношения риска, вычисленного по точной и приближенной зависимостям в MathCAD или табличном процессоре Microsoft Excel.
609. Изучение и освоение практики работы с управленческими корпоративными информационными системами на примере системы Галактика 70 KB
  В работах требуется смоделировать наиболее распространенную в экономической практике ситуацию – а именно: сформировать ряд взаимосвязанных операционных и сводных отчетных документов, отражающих бизнес-процессы и результаты сделок предприятия с контрагентами по покупке и продаже товаров.
610. Однофакторные регрессионные модели 339 KB
  Рассчитать линейный коэффициент парной корреляции и среднюю ошибку аппроксимации. Оценить статистическую значимость параметров регрессии и корреляции с помощью критерия Фишера и Стьюдента.
611. Маркеры доступа 71.5 KB
  В результате данной работы были изучены основные возможности мониторинга и управления маркерами доступа Windows. Так же были получены навыки реализации взаимодействия созданной программы с процессами и их настройками безопасности.
612. Изучение геометрии скольжения на примере ГЦК монокристалла и расчет фактора Шмида для различных систем скольжения 71 KB
  Действующие системы скольжения и их количество для никеля при ориентировке кристалла. Системы скольжения и их количество при ориентации кристалла своей осью внутри стереографического треугольника 001\0-11\-1-11.
613. Развитие эмоционального общения со взрослым 68.5 KB
  Развитие эмоционального общения ребенка со взрослым, налаживание контакта. Игра проводится в течение некоторого времени, прекратить игру следует при первом признаке усталости или потере интереса со стороны ребенка.
614. Сварка давлением. Специальные термические процессы в сварочном производстве. Пайка 70.5 KB
  Сущность получения неразъемного сварного соединения двух заготовок в твердом состоянии состоит в сближении идеально чистых соединяемых поверхностей. Сварные соединения получаются в результате нагрева деталей проходящим через них током и последующей пластической деформации зоны соединения.
615. Интеллектуальные информационные системы в профессиональной деятельности 70.5 KB
  Понятие и классификация интеллектуальных информационных систем. Использование ИИТ в реальной практике. Множественность субъектов, участвующих в решении проблемы. Хаотичность, флюктуируемость и квантованность поведения среды. Слабая формализуемость, уникальность, нестереотипность ситуаций.
616. Теория и практика использования одномерных массивов. Строки 84.5 KB
  Описать одномерный массив размерностью 10. Заполнить массив случайными значениями из диапазона от 1 до 10. Вывести массив на экран. Вывести массив задом наперед. Отсортировать массив по возрастанию методом пузырька.