Неорг химия

Через 5 мин прекратите электролиз и отметьте, какие вещества выделились на катоде и аноде. Добавьте в анодное пространство 2-3 капли синего лакмуса. Отметьте изменение цвета.

Напишите уравнения анодного и катодного процессов.

Опыт 5. Электрохимическая коррозия в кислой среде.

В стакан объемом 50 мл налейте 20 мл раствора серной кислоты. По указанию преподавателя опустите в раствор:

–гранулу цинка или

–гранулу алюминия.

Объясните, что происходит на поверхности металла. Составьте уравнение реакции.

Опустите в раствор медную пластинку, не касаясь ею поверхности цинка или алюминия. Опишите и объясните наблюдаемые явления.

Прикоснитесь медной пластинкой к поверхности цинка или алюминия. Опишите и объясните наблюдаемые явления. Напишите уравнения электродных процессов.

Вымойте металлические пластинки, просушите их фильтровальной бумагой и положите на место.

Опыт 6. Электрохимическая коррозия в нейтральной среде

Вфарфоровую чашечку налейте примерно 15 мл раствора хлорида натрия

идобавьте 3 - 4 капли фенолфталеина.

По указанию преподавателя возьмите две пластинки:

–медную и алюминиевую, или

–медную и цинковую, или

–свинцовую и алюминиевую, или

–свинцовую и цинковую.

Опустите их в раствор хлорида натрия, верхние концы плотно соедините. Вместо алюминиевой и цинковой пластин можно взять гранулы этих металлов (в последнем случае обеспечьте хороший контакт гранулы и пластины).

141

Через 1...2 мин наблюдайте изменение цвета раствора вблизи поверхности одного из металлов. Объясните наблюдаемое явление. Составьте уравнения анодного и катодного процессов.

Вымойте металлические пластины, просушите фильтровальной бумагой и положите на место.

Опыт 7. Коррозия чугуна В две пробирки с газоотводными трубками, дважды изогнутыми под пря-

мым углом, положите чугунные опилки, смочите их раствором хлорида натрия. Добавьте в одну пробирку 2 капли раствора K3[Fe(CN)6], в другую – 2…3 капли фенолфталеина. Пробирки плотно закройте пробками с газоотводными трубками. Второй конец каждой трубки опустите в пробирку с водой. Через некоторое время отметьте изменение уровня жидкости в газоотводных трубках, свидетельствующее об изменении объема газа. Обратите внимание на окраску растворов в пробирках.

Объясните наблюдаемые явления, напишите уравнения анодного и катодного процессов. Напишите уравнение реакции с участием K3[Fe(CN)6].

Опыт 8. Коррозия железа в контакте с углеродом

U-образную трубку заполните на 1/2 объема раствором хлорида натрия (рис.4). Зачистите наждачной бумагой и промойте водой железный и графитовый стержни. В одно колено трубки поместите железный стержень и добавьте 3…4 капли раствора K3[Fe(CN)6], в другое – графитовый стержень и 3…4 капли фенолфталеина.

Замкните внешнюю цепь через миллиамперметр и наблюдайте за работой гальванопары. Объясните наблюдаемые явления. Составьте схему коррозионного гальванического элемента и уравнения электродных процессов.

Напишите уравнение реакции с участием K3[Fe(CN)6].

142

Опыт 10. Особенности анодного и катодного покрытий Возьмите пластинки луженого (покрытого оловом) и оцинкованного же-

леза и нанесите на них гвоздем глубокие царапины.

В две пробирки налейте по 1 мл воды и в каждую из них добавьте по три капли разбавленной серной кислоты и раствора K3[Fe(CN)6]. Пластинки опустите в приготовленные растворы.

Объясните изменение окраски раствора в каждой из пробирок. Напишите уравнения катодного и анодного процессов при коррозии луженого и оцинкованного железа. При объяснении результатов опыта учтите, что Fe3[Fe(CN)6] имеет синий цвет, а Zn3[Fe(CN)6] – желтый.

6. CОДЕРЖАНИЕ ОТЧЕТА

1.Название работы.

2.Цель работы.

3.По каждому опыту:

–его название;

–Ваши экспериментальные наблюдения;

–для гальванических элементов запишите схему, уравнения электродных процессов, расчеты концентрации электролита или ЭДС;

–при описании опытов по электролизу составьте электрохимическую схему и уравнения электродных процессов;

–для опытов по коррозии металлов – уравнения анодных и катодных процессов.

4.Выводы.

.

144

РАБОТА 7.ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ЭЛЕМЕНТОВ (МЕТАЛЛОВ s-, р- И d-СЕМЕЙСТВ)

I. ЦЕЛЬ РАБОТЫ

Ознакомление с химическими свойствами s-, р- и d-элементов и их соединений. Приобретение навыков в составление уравнений реакций с участием s-, р-

иd-элементов.

2.ВОПРОСЫ ДЛЯ ПОДГОТОВКИ К РАБОТЕ

1.Каков химический характер оксидов и гидроксидов s-элементов? В какие химические реакции они вступают?

2.Какой из гидроксидов s-элементов обладает амфотерными свойствами?

3.Каково положение р-элементов в периодической системе Д. И. Менделеева?

4.Как изменяются металлические и неметаллические свойства р-элементов с увеличением порядкового номера в группе периодической системы? В периоде?

5.Как зависит химический характер оксидов р-элементов от их положения в периодической системе?

6.От каких факторов зависит способность гидроксида диссоциировать по кислотному, основному или амфотерному типу?

7.Какую роль в окислительно-восстановительных реакциях играют соединения, содержащие атомы в максимальной (высшей) степени окисления? В минимальной (низшей)? В промежуточной?

8.Приведите примеры типичных окислителей и типичных восстановителей среди соединений р-элементов.

9.Какие соединения р-элементов могут проявлять окислительно-восстанови- тельную двойственность?

145

5.ОСНОВНЫЕ ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ПОЛОЖЕНИЯ

Кs-электронному семейству относятся водород, гелий и элементы главных подгрупп I и II групп Периодической системы. В атомах s-элементов происходит заполнение электронами s-орбиталей внешних энергетических уровней, имеющих конфигурацию ns1 (водород, элементы I группы) или ns2

(гелий, элементы II группы). Малое число валентных электронов и сравни-

тельно большое удаление их от ядра атома обуславливает металлические свойства s-элементов (за исключением водорода и гелия).

Кислотно-основные свойства соединений s-элементов

Металлы главной подгруппы I группы Периодической системы принято называть щелочными, а находящиеся во II группе Са, Sr, Ba и Ra щелочно-

земельными. Оксиды щелочных и щелочно-земельных металлов имеют ярко выраженный основной характер. При взаимодействии их с водой образуются гидроксиды, называемые щелочами. В водных растворах они диссоциируют по уравнению Me(OH)n = Men+ + nOH− . Основным является и оксид магния, но с холодной водой MgO почти не реагирует из-за малой растворимости гидрокси-

да.

Оксид бериллия – амфотерен. С водой ВеО не взаимодействует.

Сравнительную способность гидроксидов диссоциировать по основно-

му типу (силу основания) можно оценить с помощью электростатической модели: разъединение двух разноименно заряженных частиц, Men+ и OH−

происходит тем легче, чем больше расстояние между их центрами и чем меньше величины их зарядов. Поскольку радиус и заряд гидроксидиона по-

стоянны, сила основания зависит только от радиуса иона металла и от его заряда. Чем больше радиус и чем меньше заряд, тем сильнее основание.

146

Экспериментальная оценка силы основания возможна по гидролизуемо-

сти соответствующей соли. Соли сильных кислот гидролизуются по катио-

ну, если они образованы слабыми основаниями. Среда в растворе такой соли кислая (рН<7). Соли, образованные сильными кислотами и сильными основа-

ниями, не подвергаются гидролизу. Растворы таких солей имеют нейтраль-

ную реакцию (рН = 7).

Для основных оксидов и оснований характерны реакции с кислотными оксидами и кислотами. Во всех случаях одним из продуктов является соль.

Если в реакции участвует многоосновная кислота или соответствующий ей ок-

сид, возможно получение кислых солей.

Амфотерные соединения ВеО и Ве(ОН)2 взаимодействуют как с веще-

ствами кислотного характера, так и с основными соединениями. В последнем случае в отсутствие воды (при сплавлении реагентов) образуются безводные бериллаты MenBeO2 , а в водных растворах – гидроксокомплексы типа

Men[Be(OH)4 ].

Окислительно-восстановительные свойства s-элементов и их соединений

S-элементы (за исключением Н и Не) – типичные металлы. В окисли-

тельно-восстановительных реакциях они ведут себя как высокоактивные восстановители. В соединениях для них характерна положительная степень окисления: +1 для металлов I группы и +2 для металлов II группы Периоди-

ческой системы:

Высокая восстановительная активность щелочных и щелочно-земельных металлов позволяет использовать их для получения других металлов из соединений (натрийтермия, кальцийтермия).

147

Реакционная способность металлов по отношению к воде и водным растворам количественно характеризуется величинами электродных потенциалов. Их значения для металлов, принадлежащих к s-электронному семейству, наиболее отрицательны для I группы Периодической системы элементов, возрастают в порядке: Li, Rb, К, Cs, Na. Следует обратить внимание на то, что эта последовательность уменьшения активности не совпадает с той, которая получается из сравнения величин потенциалов ионизации: Cs, Rb, К, Na, Li. Этот пример хорошо иллюстрирует разницу микро- и макроскопических характеристик. Потенциал ионизации показывает химическую активность отдельного атома. Электродный потенциал можно рассматривать в первом приближении как величину, характеризующую сумму трех процессов: атомизации (разрушения кристаллической решетки металла), ионизации атома и гидратации образовавшегося иона. С этой точки зрения становится понятным аномально низкое значение стандартного электродного потенциала лития (-3,02 В). Малый радиус его иона обуславливает сравнительно высокую энергию гидратации, что приводит к сильному смещению равновесия Li RLi+ +e− вправо.

Химическая активность металлов в неводных средах не может оцениваться с помощью величин стандартных электродных потенциалов и зависит как от природы металла, так и от характеристик второго реагента. Сравнивая реакционную способность металлов в различных реакциях, нужно помнить о диагональном сходстве в Периодической системе элементов Д. И. Менделеева. Так, химическое поведение лития сближает его с магнием, а бериллий по своим свойствам напоминает алюминий.

Типичными для металлов являются окислительно-восстановительные реакции:

1.С простыми веществами (кислородом, азотом, углеродом, серой, галогенами и др.);

2.С водой;

3.С кислотами;

4.С щелочами (для металлов, оксиды которых амфотерны);

5.С растворами солей.

148

К р-электронному семейству относятся элементы главных подгрупп III - VIII групп Периодической системы элементов Д. И. Менделеева.

Кислотно-основные свойства соединений р-элементов

В атомах р-элементов происходит заполнение р-подуровня внешнего энергетического уровня. Электронная формула имеет общий вид: ns2npl-6. По мере увеличения числа электронов во внешнем слое с увеличением заряда ядра атома металлические свойства ослабевают, неметаллические – усиливаются. Рост числа энергетических уровней при постоянном количестве электронов на внешнем слое дает обратный эффект: усиление металлического характера элемента. Условную границу между металлическими и неметаллическими р-элементами в Периодической системе элементов можно провести по линии от бора к астату. Верхняя правая часть – область неметаллов, в левой нижней части находятся металлы.

Оксиды неметаллов имеют кислотный характер, при взаимодействии с водой образуют кислоты. Оксиды и гидроксиды р-элементов металлического характера в большинстве своем амфотерны. В реакцию с водой такие оксиды не вступают.

Способность диссоциировать по кислотному, основному или амфотерному типу объясняется в первом приближении с позиций электростатической модели. Диссоциация основного типа происходит тем легче, чем меньше заряд иона Эп+ и чем больше его радиус.

Отщепление катионов водорода при диссоциации по кислотному типу:

Э(OHn ) →nH+ + ЭOmn− или HnЭOm →nH+ + ЭOmn−

облегчается с увеличением отталкивания между Н+ и Эn+. Поэтому сила кислоты увеличивается с уменьшением радиуса центрального иона Эп+ и с ростом величины заряда.22

22 Ионы типа Эп+ для неметаллов не существуют реально, поэтому электростатическая модель дает весьма приближенные результаты и может использоваться только на качественном уровне.

149

Оценить силу кислоты можно по гидролизуемости ее соли. Соли сильных оснований гидролизуются по аниону (если они образованы слабой кислотой) или не подвергаются гидролизу (если они образованы сильной кислотой). В первом случае среда в растворе соли щелочная, во втором – нейтральная.

Кислотные оксиды и гидроксиды (кислоты) взаимодействуют с основными оксидами и с основаниями. Один из продуктов в этих реакциях – соль. Реакции с многокислотными основаниями могут давать в результате взаимодействия основные соли.

Амфотерные оксиды реагируют как с веществами основного характера, так и с кислотными соединениями. В первом случае продуктом является соединение типа NanMeOm (в отсутствие воды, при сплавлении реагентов) или

Nan[Me(OH)m ] в водном растворе.

Окислительно-восстановительные свойства р-элементов и их соединений

В окислительно-восстановительных реакциях р-элементы проявляют себя различным образом в зависимости от степени окисления их атомов.

Среди простых веществ р-элементов имеются как металлы (например, алюминий, олово, свинец, висмут и др.), так и неметаллы (например, углерод, азот, фосфор, сера и др.).

Металлы, образуемые р-элементами, ведут себя в окислительновосстановительных реакциях как типичные восстановители, реагируя с кислотами. При этом продукты взаимодействия определяются электрохимической активностью металлов, а также природой и концентрацией кислоты. Многие из рассматриваемых металлов взаимодействуют и с щелочами, поскольку их оксиды и гидроксиды амфотерны (например, алюминий, олово и др.). Некоторые активные металлы реагируют с водой, однако для осуществления этой реакции необходима предварительная химическая обработка поверхности металла для снятия оксидной пленки. Ее наличие существенно снижает реакционную способность металлов, которую можно было бы ожидать, анализируя значения их электродных потенциалов.

Простые вещества р-элементов-неметаллов проявляют в окислительновосстановительных реакциях окислительно-восстановительную двойствен-

150