17.2. Дослідна частина. Дослід 1. Електроліз водних розчинів з інертними електродами

Матеріали та обладнання

Прилад для електролізу розчинів з вугільними електродами, джерело постійного струму. Розчини: калію йодиду (с(KІ) = 0,1 моль/л); купруму сульфату (с(CuSO₄) = 0,25 моль/л); фенолфталеїну.

а) Електроліз розчину калію йодиду

Заповніть електролізер – U-подібну трубку – розчином калію йодиду. В обидва коліна електролізера додайте по 5-6 краплин фенолфталеїну. Занурте електроди в розчин та приєднайте їх до джерела постійного струму з напругою 4-6 В. Пропускайте струм на протязі декількох хвилин.

Поясніть, чому змінюється забарвлення розчинів в катодному та анодному просторах. Напишіть рівняння анодного та катодного процесів і зробіть висновок, які речовини утворилися на катоді та аноді.

б) Електроліз розчину купруму сульфату

Залийте в електролізер розчин купруму сульфату з концентрацією 0,25 моль/л, занурте у нього графітові електроди та пропускайте через розчин електричний струм.

Спостерігайте виділення газу на одному з електродів, поясніть катодом чи анодом є цей електрод, складіть рівняння відповідного електродного процесу.

Через декілька хвилин відключіть струм, вийміть електроди з розчину та відзначте, на якому електроді утворилося червоне покриття міді. Складіть рівняння відновлення іонів купруму.

Дослід 2. Електроліз водних розчинів солей з розчинним анодом

Графітовий електрод, вкритий шаром міді, та інший графітовий електрод занурте у розчин купруму сульфату, але змініть полюси при приєднанні до джерела струму (порівняно з умовами досліду 1б). У такому випадку графітовий електрод, що вкритий міддю, має стати анодом. Пропустивши деякий час струм через розчин, зупиніть процес.

Поясніть, чому зникає шар міді з анода та який процес відбувається на катоді.

Запитання для самоконтролю

1. Дайте визначення поняттю “електроліз”. Перечисліть умови необхідні для проведення електролізу.

2. Які матеріали застосовують для виготовлення інертних (нерозчинних) електродів? Поясніть, які продукти можуть утворюватись на інертних анодах і катодах при проведенні електролізу водних розчинів солей.

3. У чому полягає особливість проведення електролізу з розчинними електродами? Наведіть приклади.

4. Сформулюйте закон Фарадея, запишіть його математичний вираз та поясніть фізичний зміст всіх величин, які в нього входять.

5. Застосування електролізу.

Лабораторна робота 18 Загальні властивості металів. Сплави

Мета роботи: дослідження хімічних властивостей металів та експериментальне визначення складу окремих сплавів.

18.1. Короткі теоретичні відомості

Під час хімічних реакцій атоми металів віддають електрони, перетворюючись у позитивні іони і проявляючи при цьому властивості відновників:

Ме⁰ – nе = Ме ⁿ⁺.

У ролі окисників виступають вода, розчини лугів, кислот і солей інших металів.

Кількісною характеристикою відновних властивостей металу служить стандартний окисно-відновний потенціал φ⁰: чим менший потенціал, тим сильніший відновник-метал.

Метали взаємодіють з водою за схемою:

+1 0 +n

2Ме⁰+ 2nН₂О = nН₂ + 2Ме(ОН)_n.

Роль окисника виконують іони гідрогену молекул води.

З водою реагують метали, гідроксиди яких розчинні у воді, а стандартні електродні потенціали менші за потенціал водневого електрода при рН = 7 (φ(Н₂О/H_2,Me) = 0,41В). Такі властивості мають лужні та лужноземельні метали.

Якщо φ⁰(Меⁿ⁺/Me) < 0,41В, але утворюється малорозчинний гідроксид, взаємодія з водою практично не відбувається. Через це з водою не реагують, наприклад, алюміній та цинк.

З розчинами лугів метали реагують за схемою:

+1 0 +n

2Ме⁰+ 2nН₂О + 2nNaOH = nH₂ + 2Na_n[Me(OH)_2n].

Окисником служать іони гідрогену молекул води. З розчинами лугів реагують метали, гідроксиди яких мають амфотерний характер, наприклад, Al, Cr, Pb, Sn, Zn, Be. Гідроксиди цих металів взаємодіють із лугами, утворюючи добре розчинні гідроксосолі.

Взаємодія металів з кислотами визначається наявністю декількох факторів. Метали, які мають від’ємне значення стандартного потенціалу, витісняють водень з кислот-неокисників (HCl, НBr, H₃PO₄, H₂SO_4розв, CH₃COOH). Окисником у цьому випадку виступає іон гідрогену Н⁺:

М е + кислота сіль + Н₂.

При взаємодії металів з нітратною кислотою HNO₃ водень ніколи не виділяється. Функцію окисника виконують атоми нітрогену зі ступенем окиснення +5. Утворення продуктів відновлення нітрогену

+4 +2 +1 0 3

(NO₂, NO, N₂O, N₂, NH₃ (NH₄NO₃)

залежить від концентрації кислоти й активності металу – чим менша концентрація кислоти і чим активніший метал, тим глибше відбувається відновлення нітрогену. Активними умовно вважають метали, стандартний потенціал яких менший за 0,70 В.

При взаємодії металів з концентрованою сульфатною кислотою H₂SO_4конц функцію окисника виконує атом сульфуру зі ступенем окиснення +6. Тому, як і при взаємодії з нітратною кислотою, водень не виділяється. Малоактивні метали відновлюють концентровану сульфатну кислоту до SO₂, активні – до S або H₂S.