Добавил:

Gamer_Ignatev ists1808@gmail.com Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.

Вуз:

Новгородский Государственный Университет им. Ярослава Мудрого

Предмет:

Химия

Файл:

Химия сборник лабораторных работ

Скачиваний:

Добавлен:

12.12.2023

Размер:

1.23 Mб

Скачать

☆

<<< < Предыдущая 1 2 3 4 56 / 96 7 8 9 > Следующая >>>

ФИО студента _____________________________________ группа __________

Вдругую пробирку налейте 3-4 см3 раствора сульфата железа (II) и прилейте к нему 1-2 см3 гексацианоферрата (III) калия. Образуется осадок турнбулевой сини. Записать уравнение протекающей реакции в молекулярной и ионно-молекулярной формах, уравнения диссоциации образующегося комплексного соединения, выражение его общей константы нестойкости и назвать его по современной номенклатуре.

____________________________________________________________________

Ввыводе указать применение данных комплексных соединений.

____________________________________________________________________

Опыт №6. Диссоциация двойной соли

Втри пробирки налить по 2 см3 раствора железоаммонийных квасцов.

Водну из них добавить раствор щёлочи. Пробирку нагреть, обнаружить выделение аммиака по запаху или по посинению влажной лакмусовой бумажки. Во вторую пробирку добавить раствор роданида калия, а в третью пробирку добавить раствор хлорида бария. Записать наблюдения и уравнения протекающих реакций в молекулярной и ионно-молекулярной формах?

____________________________________________________________________

Ввыводе сравнить диссоциацию двойных солей и комплексных соединений, составить уравнение электролитической диссоциации железоаммонийных квасцов. Является ли двойная соль комплексным соединением?

____________________________________________________________________

ФИО студента _____________________________________ группа __________

Опыт №7. Изучение образования внутрикомплексных соединений с органическими лигандами на примере взаимодействия ионов меди (II) с глицином

Впробирку поместить 5 капель раствора соли меди (II), добавить 4-5 капель концентрированного раствора щелочи, перемешать. Записать наблюдения и уравнение протекающей реакции в молекулярной и ионномолекулярной формах.

____________________________________________________________________

Затем в эту пробирку добавить 10-15 капель раствора аминоуксусной кислоты (глицина). Записать наблюдения и уравнение протекающей реакции в молекулярной и ионно-молекулярной формах. Назвать комплексное соединение по современной номенклатуре.

____________________________________________________________________

Ввыводе указать комплексное соединение какого состава образовалось и написать его структурную формулу.

____________________________________________________________________

Опыт №8. Изучение влияния природы растворителя на устойчивость комплексного иона

В пробирку налить 1 см3 раствора хлорида кобальта (II). Отметить цвет раствора. В эту же пробирку добавить 3 см3 насыщенного раствора тиоцианата калия. Отметить цвет образовавшегося комплексного соединения. Записать уравнение протекающей реакции в молекулярной и ионно-молекулярной формах, уравнения диссоциации образующегося комплексного соединения, выражение его общей константы нестойкости и назвать его по современной номенклатуре.

____________________________________________________________________

ФИО студента _____________________________________ группа __________

Раствор разделить поровну в две пробирки. В одну из них добавить 2 см3 дистиллированной воды, а в другую добавить такой же объем этилового спирта. Отметить изменение цвета в каждой пробирке и объяснить наблюдаемые явления.

____________________________________________________________________

Сделать вывод в каком растворителе комплексный ион более устойчив.

____________________________________________________________________

Опыт №9. Изучение конкурирующих лигандообменных процессов

В три пробирки налить по 1 см3 хлорида железа (III). В одну из пробирок добавить 1 см3 дистиллированной воды, во вторую пробирку – 1 см3 раствора фторида калия, в третью пробирку – 1 см3 раствора тартрата калия. Содержимое пробирок тщательно перемешать. Написать молекулярные и ионномолекулярные уравнения протекающих реакций, уравнения диссоциации образующихся комплексных соединений, выражения общих констант нестойкости и назвать их по современной номенклатуре. Наблюдения оформить в виде таблицы 4.1.

____________________________________________________________________

ФИО студента _____________________________________ группа __________

К растворам полученных соединений добавить по 5 капель раствора тиоцианата калия. Отметить происходящие изменения, составить уравнения протекающих реакций молекулярной и ионно-молекулярной формах. Написать уравнения диссоциации образующихся комплексных соединений, выражения общих констант нестойкости и назвать их по современной номенклатуре. Наблюдения внести в таблицу 4.1.

____________________________________________________________________

Таблица 4.1

Экспериментальные результаты опыта

пробирки

Формула

Первый

Цвет

Формула

Кнест

Второй

Цвет

второго

Кнест

добав-

получен-

первого

добав-

получен-

возмож-

второго

ленный

ного

образ.

ленный

ного

ного или

образ.

№

реагент

раствора

соед.

реагент

раствора

образ.

соед.

Вода

1∙10-2

KSCN

Фторид

KSCN

калия

Тартрат

KSCN

калия*

*тартрат-ион

является

двухзарядным

анионом

винной

кислоты

НООС–СН(ОН)–СН(ОН)–СООН и ведет себя в данных условиях как тридентатный лиганд.

В выводе указать за какой ион происходит конкуренция и какой ион выигрывает конкуренцию в каждом случае и почему.

____________________________________________________________________

ФИО студента _____________________________________ группа __________

Опыт №10. Обменные реакции в растворах комплексных соединений

К 1-2 каплям раствора сульфата меди (II) добавить столько же раствора K4[Fe(CN)6]. Отметить цвет образовавшегося осадка, составить уравнения протекающей реакции молекулярной и ионно-молекулярной формах. Написать уравнение диссоциации образующегося комплексного соединения, выражение общей константы нестойкости и назвать его по современной номенклатуре.

____________________________________________________________________

Таблица 4.2

Общие константы нестойкости комплексных ионов

Лиганд-аммиак, NH3

Ag+ K1-2=5,89·10-8		Co2+ K1-6=4,07·10-5		Hg2+ K1-4=5,01·10-20
Cd2+ K1-4=2,75·10-7		Co3+ K1-6=6,17·10-36		Ni2+ K1-4=3,39·10-8
Co2+ K1-4=8,51·10-6		Cu2+ K1-4=1,07·10-12		Zn2+ K1-4=8,32·10-10
		Лиганд-иодид-ион, I-
Bi3+ K1-6=7,94·10-20		Hg2+ K1-4=1,48·10-30		Pb2+ K1-4=1,20·10-4
		Лиганд-цианид-ион, CN-
Ag+ K1-2=1,41·10-20		Co3+ K1-6=1,0·10-64		Fe3+ K1-6=1,26·10-44
Au+ K1-2=5,01·10-30		Cu+ K1-4=2,0·10-30		Ni2+ K1-4=1,0·10-31
Cd2+ K1-4=7,76·10-18		Fe2+ K1-4=1,26·10-37		Zn2+ K1-4=2,40·10-20
Co2+ K1-6=8,13·10-20
		Лиганд-фторид-ион, F-
Al3+ K1-6=2,14·10-21		Fe3+ K1-6=7,94·10-17
	Лиганд-тиоцианат-ион, SCN-
Ag+ K1-2=5,89·10-9		Co2+ K1-3=1,58·10-2		Fe3+ K1-6=5,89·10-4
Bi3+ K1-6=5,89·10-5		Cu2+ K1-4=3,02·10-7		Hg2+ K1-4=6,31·10-22
Лиганд-тартрат-ион, -OOC–CH(OH)–CH(OH)–COO-
Co2+ K1-2=9,77·10-10		Fe3+ K1-2=1,38·10-12
Работа выполнена _________			_______________
		дата	подпись преподавателя
Баллы за лабораторную работу
оформление отчета	_____		_______________
		балл	подпись преподавателя
защита работы	_____		_______________
		балл	подпись преподавателя
			55

ФИО студента _____________________________________ группа __________

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №6 ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ

Окислительно-восстановительными называются химические реакции,

сопровождающиеся изменением степеней окисления элементов. Окислением называется процесс повышения, а восстановлением – понижения степени окисления. Атом, молекула или ион, в котором степень окисления элемента повышается, называется восстановителем, а в котором понижается – окислителем. Согласно электронной теории, изменение степеней окисления в окислительно-восстановительных реакциях обусловлено отдачей электронов восстановителем и присоединением их окислителем.

Окислителями являются простые вещества – неметаллы (галогены, кислород, сера и др.), а также кислоты и соли, в которых центральный атом имеет высшую степень окисления (HNO3, HClO3, КNO3, КClO3, KMnO4, K2Cr2O7 и др.). Восстановителями являются металлы, некоторые неметаллы (водород, углерод, кремний) и соединения, в которых имеется атом в низшей степени окисления

(H2S, NH3, НCl, КBr, КI, FeSO4, SnCl2 и др.).

Вещества, содержащие атомы в промежуточной степени окисления, могут быть как окислителями, так и восстановителями в зависимости от «партнера» и условий проведения реакции. О таких веществах говорят, что они обладают окислительно-восстановительной двойственностью; к ним относятся нитриты, сульфиты, MnO2 и др.

Различают четыре типа окислительно-восстановительных реакций.

1.Межмолекулярное окисление-восстановление. Это реакции, в которых окислитель и восстановитель являются разными веществами, например:

3NaN+3O2 + K2Cr+62O7 + 4H2SO4 = 3NaN+5O3 + Cr+32(SO4)3 + K2SO4 + 4H2O

2.Внутримолекулярное окисление-восстановление. Это реакции, которые

протекают с изменением степеней окисления атомов разных элементов, входящих в состав одного и того же вещества, например:

2KCl+5O-23 = 2KCl- + 3O02

3. Диспропорционирование. Это реакции, в которых происходит увеличение и уменьшение степени окисления одного и того же элемента (окислителем и восстановителем является одно и то же вещество), например:

4KCl+5O3 = 3KCl+7O4 + KCl-

4. Контрдиспропорционирование. Это реакции, в которых участвуют два вещества с атомами одного и того же элемента в разных степенях окисления, например:

2H2S-2 + S+4O2 = 3S0 + 2H2O

Правильно составленное уравнение реакции является выражением закона сохранения массы вещества. Поэтому число одних и тех же атомов в исходных веществах и продуктах реакции должно быть одинаково так же, как и суммы зарядов исходных веществ и продуктов реакций.

ФИО студента _____________________________________ группа __________

Для определения коэффициентов в уравнение окислительновосстановительного процесса применяют два метода:

метод электронного баланса;

ионно-электронный метод или метод полуреакций.

Метод электронного баланса основан на определении общего количества

электронов, перемещающихся от восстановителя к окислителю. Он позволяет на формальной основе устанавливать стехиометрические отношения в процессе окисления-восстановления в любых гомогенных и гетерогенных системах. Например, для расстановки коэффициентов в уравнении

KMnO4 + H2SO4 + Na2SO3 = K2SO4 + Na2SO4 + MnSO4 + H2O

необходимо:

1.Опередить, какие вещества в процессе реакции изменяют свои степени окисления

KMn+7O4 + H2SO4 + Na2S+4O3 = K2SO4 + Na2S+6O4 + Mn+2SO4 + H2O

2. Определить окислитель и восстановитель, составить схему процессов восстановления и окисления.

окислитель	Mn+7 + 5e = Mn+2
восстановитель	S+4 – 2e = S+6

3.Исходя из положения, что количество отданных электронов должно быть равно количеству присоединяемых, найти наименьшее кратное и определить дополнительные множители для окислителя и восстановителя.

окислитель	Mn+7 + 5e = Mn+2	ǀ2
восстановитель	S+4 – 2e = S+6	ǀ5

4.Эти дополнительные множители расставить в уравнение реакции как основные коэффициенты перед окислителем и продуктом его восстановления и восстановителем, и продуктом его окисления:

2KMnO4 + H2SO4 + 5Na2SO3 = K2SO4 + 5Na2SO4 + 2MnSO4 + H2O

5.Рассмотреть процесс солеобразования и определить количество кислоты, а по водороду – количество воды.

2KMnO4 + 3H2SO4 + 5Na2SO3 = K2SO4 + 5Na2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O

6.По кислороду окончательно проверить правильность расстановки коэффициентов Количество атомов кислорода в правой и левой частях уравнения должно быть одинаково.

Метод полуреакций используется для реакций в растворах электролитов. Он основан на составлении уравнений двух полуреакций (отдельно для процессов окисления и восстановления) с их последующим суммированием. В уравнениях полуреакций должны выполняться законы сохранения вещества (сумма атомов в левой и правой частях должна быть одинаковой) и сохранения энергии (суммарный заряд всех частиц в левой и правой частях должен быть одинаковым).

ФИО студента _____________________________________ группа __________

Например, для реакции:

NaNO2 + KMnO4 + H2SO4 → NaNO3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

вначале необходимо составить схему реакции в ионном виде:

NO2– + MnO4– + H+ → NO3– + Mn2+ + H2O,

а затем записать полуреакции отдельно для процессов окисления и

восстановления:
NO2– + H2O – 2e → NO3– + H+	ǀ5
MnO4– + 8Н+ + 5e → Mn2+ + 4H2O	ǀ2

Помножив полуреакцию окисления на число 5, а полуреакцию восстановления на число 2 (при этом уравнивается и сокращается число электронов), производим их сложение:

5NO2– + 5H2O + 2MnO4– + 16H+ = 5NO3– + 10H+ + 2Mn2+ + 3H2O

Сократив подобные, получаем ионное уравнение:

5NO2– + 2MnO4– + 6H+ = 5NO3– + 2Mn2+ + 3H2O,

в соответствии с которым молекулярное уравнение реакции имеет вид:

5NaNO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5NaNO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O

Полуреакции имеются в справочной литературе, но их обычно составляют самостоятельно, руководствуясь следующими правилами:

1.В кислой среде восстановитель присоединяет атомы кислорода от воды, при этом образуются H+-катионы; окислитель, наоборот, отдает атомы кислорода катионам водорода, при этом образуется вода.

2.В нейтральной и щелочной средах восстановитель присоединяет атомы кислорода от OH–-ионов (один атом от двух ионов), при этом образуется вода; окислитель, наоборот, отдает атомы кислорода молекулам воды, при этом образуются OH–-ионы (два иона из одной молекулы).

Гальванический элемент – это химический источник электроэнергии, в котором энергия химической реакции преобразуется в электрическую энергию.

Гальванический элемент состоит из двух электродов – катода и анода, погруженных в растворы электролитов. Электролитами обычно являются соли тех металлов, из которых изготовлены электроды. Электрический контакт между растворами электролитов осуществляется с помощью пористой перегородки или электролитического «мостика», который изготовляется из U-образной стеклянной трубки, заполненной раствором электролита. Такой «мостик» проводит ток благодаря наличию ионов, но препятствует смешиванию электролитов.

Работа гальванического элемента основана на протекающей в нём окислительно-восстановительной реакции, причем процессы окисления и восстановления разделены, они протекают на разных электродах: окисление на аноде, а восстановление на катоде. Электроны движутся во внешней цепи от анода к катоду (от восстановителя к окислителю).

Главной характеристикой гальванического элемента является его электродвижущая сила, которая представляет собой разность потенциалов электродов в состоянии, когда сила тока равна нулю, т.е. когда между электродами и растворами солей устанавливается химическое равновесие:

ФИО студента _____________________________________ группа __________

Е = φок – φоа

Обычно для создания гальванического элемента берут два разных металла, расположенных далеко друг от друга в электрохимическом ряду активности металлов (ряду напряжений), чтобы получить наибольшую ЭДС.

Для примера рассмотрим магниево-серебряный гальванический элемент. Найдем в ряду напряжений эти металлы и их стандартные электродные потенциалы:

φ°(Ag/Ag+) = +0,80 В φ°(Мg/Mg2+) = –2,36 В

Магний – более активный металл, он при работе гальванического элемента является анодом, то есть окисляется, а на серебряном электроде происходит восстановление катионов серебра из раствора, то есть серебряный электрод является катодом:

Mg – 2e = Mg2+ Ag+ + e = Ag

Электрохимическая схема гальванического элемента и его токообразующая реакция в ионном виде записываются так:

Mg|Mg2+||Ag+|Ag

Mg + 2Ag+ = Mg2+ + 2Ag

Уравнение токообразующей реакции в молекулярном виде показывает, что данный гальванический элемент производит электроэнергию за счёт окислительно-восстановительной реакции вытеснения менее активного металла более активным из раствора его соли:

Mg + 2AgNO3 = Mg(NO3)2 + 2Ag↓

Электродвижущая сила магниево-серебряного гальванического элемента при стандартных условиях рассчитывается по формуле:

E = φок – φоа = 0,80 – (–2,36) = 3,16 В

При работе гальванического элемента в нестандартных условиях вначале необходимо вычислить электродные потенциалы катода и анода по уравнению

Нернста:
φ(Me/Men+) = φ°(Me/Men+) + 2.3·R·T/n·F·lg[Men+]
где: φ°(Me/Men+) – стандартный электродный потенциал; Т	–	температура;
n – число электронов, переходящих от восстановителя	к	окислителю;

[Men+] – молярная концентрация катионов металла в растворе электролита; R – молярная газовая постоянная; F – постоянная Фарадея.

При стандартной температуре (298 К), но нестандартном значении концентрации катионов пользуются упрощенным вариантом этого уравнения:

φ(Me/Men+) = φ°(Me/Men+) + 0.059/n·lg[Men+]

Коррозией называется разрушение металлов под воздействием внешней среды.

Сущность коррозионных процессов сводится к переходу металлов в термодинамически более стабильные продукты: оксиды, гидроксиды, основные соли и др. Все коррозионные процессы протекают с уменьшением свободной энергии Гиббса и являются самопроизвольными.

Общепринято выделять два вида коррозионных процессов: химическую и электрохимическую коррозию.

ФИО студента _____________________________________ группа __________

Химическая коррозия – процессы взаимодействия металла с окружающей средой, протекающие по механизму химической гетерогенной реакции, т.е. ионизация металла и восстановление окислительного компонента среды, происходит в одном акте. Примером химической коррозии является взаимодействие металла с жидкими неэлектропроводными средами или сухими газами.

Электрохимическая коррозия является результатом протекания нескольких сопряженных электрохимических реакций, скорость которых зависит, помимо прочих факторов, от потенциала электрода. Коррозия электрохимического типа происходит при воздействии на металлы влажной атмосферы, разнообразных электролитов, почвенной влаги.

Основное отличие механизма электрохимической коррозии от химической состоит в том, что общая реакция взаимодействия металла с внешней средой вследствие существования ионов в растворе и свободных электронов в металле может разделиться на два в значительной мере самостоятельных процесса:

1)анодный процесс – переход металла в раствор в виде гидратированных ионов с оставлением эквивалентного количества электронов в металле:

Me0 + mH2O – nе-= Men+·mH2O;

2)катодный процесс – извлечение избыточных электронов в металле какимилибо деполяризаторами (атомами, молекулами или ионами раствора, которые могут восстанавливаться на катоде).

При коррозии в нейтральных растворах деполяризатором чаще всего служит растворенный в электролите кислород, в этом случае коррозия протекает с кислородной деполяризацией:

О2 + 2Н2О + 4е- = 4ОН-.

При коррозии в кислотах в восстановительном процессе принимают участие ионы водорода, при этом коррозия идет с водородной деполяризацией:

2Н+ + 2е- = Н2↑.

Эти два процесса сопровождаются движением ионов в растворе и электронов в металле.

Кроме первичных реакций в растворе протекают вторичные процессы:

Ме+n + mH2O + nOH- = Me(OH)n + mH2O 2Me(OH)n = Me2On + nH2O.

Наличие электронной проводимости в металлах и ионной проводимости растворов позволяет протекать анодным и катодным процессам территориально раздельно – на различных участках поверхности металла. Это не обязательно для хода электрохимического процесса, так как в некоторых случаях коррозии катодные и анодные процессы могут протекать на одной и той же поверхности, например, на амальгамах – сплавах металлов с ртутью, чередуясь во времени. Однако пространственное разделение анодных и катодных процессов энергетически более выгодно, так как анодные и катодные реакции локализуются на тех участках поверхности, где их протекание наиболее облегченно. Важно отметить, что материальные потери при таком механизме будут проявляться в основном только на анодах; на катодных участках

<<< < Предыдущая 1 2 3 4 56 / 96 7 8 9 > Следующая >>>