Вплив температури на гідроліз

       Наведена схема підтверджує характерну властивість металів - це їх здатність лише віддавати електрони.

       Здатність металів до утворення вільних позитивно заряджених йонів яскраво виявляється в реакціях витіснення металів з їхніх солей іншими, активнішими металами або під час взаємодії з кислотами-неокисниками. Так, якщо цинкову пластинку занурити в розчин купрум (ІІ) сульфату, то відбудеться окисно-відновна реакція

Zn + Cu²⁺ = Cu + Zn²⁺.

       Ця реакція відбувається, наприклад, у гальванічному елементі, в якому цинкова пластинка (один електрод) занурена у розчин цинк сульфату, а мідна (другий електрод) – у розчин купрум (ІІ) сульфату. Цинк активніший метал, тому між цинковим і мідним електродом виникає різниця потенціалів. Під’єднавши цинковий та мідний електроди до гальванометра і з’єднавши розчини U-подібною трубкою, заповненою розчином електроліту, отримують гальванічний елемент. Після встановлення у гальванічному колі контакту стрілка гальванометра відхиляється у напрямку до мідного електрода. Це свідчить про те, що під час роботи гальванічного елемента електрони рухаються від цинкового електрода до мідного. Гальванічний елемент - це прилад, що служить для перетворення хімічної енергії окисно-відновної реакції на електричну. У гальванічному елементі електрони переходять від відновника до окисника не безпосередньо, а по провіднику електричного струму – по зовнішньому колу. Цей напрямлений потік електронів і є електричним струмом.

       На цинковому електроді елемента відбувається розчинення цинку з перетворенням його атомів на йони, тобто процес окиснення:

Zn - 2 ē = Zn²⁺,

а вивільнені електрони по провіднику переходять на мідний електрод, де відбувається розряджання катіонів Купруму (процес відновлення), що супроводжується виділенням металічної міді:

Cu²⁺ + 2 ē = Cu.

Сумарне рівняння реакції, внаслідок якої у колі виникає електричний струм, матиме вигляд

Zn + Cu²⁺ = Zn²⁺ + Cu.

       Електрод, на якому відбувається процес окиснення, називається анодом, а електрод, на якому відбувається процес відновлення,– катодом. Різниця потенціалів між електродами визначає напругу Е (електрорушійну силу) гальванічного елемента.

       Для обчислення E від величини потенціалу катода слід відняти величину потенціалу анода. В гальванічному елементі, як уже зазначалось, катодом є позитивно заряджений електрод, анодом – негативно заряджений (під час електролізу – навпаки).

       Якщо стандартна напруга гальванічного елемента E° має додатну величину, то це означає, що дана реакція проходить в прямому напрямку, а якщо від’ємну – у зворотному.

       Виміряти абсолютні значення електродного потенціалу φ неможливо, оскільки в будь-якому гальванічному елементі одночасно відбуваються дві електродні реакції, і його напруга дорівнює різниці електродних потенціалів. Тому на практиці користуються відносними електродними потенціалами. Електродом порівняння є стандартний водневий електрод, потенціал якого умовно прийняли таким, що дорівнює нулю.

       На практиці як електроди порівняння найчастіше застосовують хлорсрібний і каломельний.

       Окисно-відновним електродним потенціалом, або редокс-потенціалом, системи називають різницю потенціалів між електродом, зануреним у дану хімічну систему, і стандартним водневим електродом.

       Отже, редокс-потенціал системи можна оцінити за напругою гальванічного елемента, один з електродів якого занурений у суміш окисненої (Ox) та відновленої (Red) форм досліджуваного елемента, що містяться в розчині, а другим є стандартний водневий електрод.

       Стандартний електродний потенціал – це значення потенціалу за стандартних умов і активностей окисненої та відновленої форм елемента, що бере участь у реакції, які дорівнюють одиниці.

       Якщо активності речовин у розчині, що досліджується, не дорівнюють одиниці, то напругу. гальванічного елемента, який складається з водневого і досліджуваного електродів, наприклад електрода Fe³⁺/Fe²⁺, обчислюють за рівнянням Нернста:

де φ° – стандартний електродний потенціал; R – універсальна газова стала; T – абсолютна температура; n – число електронів, що беруть участь у процесі; F – число Фарадея; а_0х і а_Red – активності відповідно окисненої і відновленої форм елементів, що беруть участь у процесі.

       Положення того чи іншого металу в ряду електрохімічних потенціалів є характеристикою його здатності до окисно-відновних реакцій за стандартних умов. Йони металів є окисниками, атоми металів – відновниками. Чим далі від початку розмішується метал у ряду електрохімічних потенціалів, тим сильнішим окисником у водному розчині є його йони. Чим ближче знаходиться метал до початку ряду, тим сильніші відновні властивості виявляють його атоми.

       Зіставивши значення стандартних потенціалів двох металів, можна визначити, який з них буде витісняти інший метал з розчинів його солей. За стандартними потенціалами двох металів легко визначити напругу утвореного ними гальванічного елемента.

Електроліз

       Окисно-відновні процеси, які відбуваються на електродах внаслідок пропускання постійного електричного струму від зовнішнього джерела, називають електролізом.

       Процес відновлення катіонів, який відбувається на катоді, що має негативний потенціал, називають катодним процесом, а процес окиснення аніонів, який відбувається на аноді, що має позитивний потенціал,– анодним. Перебіг цих процесів залежить від багатьох чинників: природи окисника і відновника, концентрації йонів, температури, природи електродів, розчинника тощо.

       Електролізу можна піддавати як водні розчини електролітів, так і їхні неводні розчини, а також розплави. Майже всі метали, що легко окиснюються (натрій, калій, кальцій тощо), добувають електролізом їхніх розплавлених солей або основ.

       Слід мати на увазі, що під час електролізу матеріал анода може окиснюватися. Тому розрізняють електроліз з інертним і з активним анодом. Анод, матеріал якого не окиснюється під час електролізу, називається інертним.

       Анод, матеріал якого здатний окиснюватися під час електролізу, називається активним.

       Найчастіше інертні аноди виготовляють із графіту і платини.

       Розглянемо процеси, які відбуваються при електролізі з інертними електродами.

Електроліз розплавів

       Під час проходження електричного струму крізь розплав, наприклад, солі NaCl катіони Na⁺ рухаються до негативно зарядженого електрода, де відновлюються, взаємодіючи з електронами, що надходять по зовнішньому колу:

Na⁺ +1 ē = Na.

       Аніони Сl^- рухаються до позитивно зарядженого електрода, де окиснюються, віддаючи надлишкові електрони:

2 Сl^– – 2 ē = Сl₂.

       В результаті одержуємо два продукти: на катоді металічний натрій, а на аноді – газоподібний хлор.

       Отже, сумарне рівняння окисно-відновної реакції, що відбувається під час електролізу розплаву NaCl, матиме вигляд:

2Na⁺ + 2 Сl^– = 2Na + Сl₂.

Водні розчини солей.

       При появі двох і більше йонів одного виду, що часто буває у водних розчинах, слід знати послідовність електродних процесів.

Катодні процеси

       Очевидно, що при електролізі з катіонів, насамперед, розряджається той, потенціал розряджання якого найменш негативний (найбільш позитивний), а з аніонів – той, потенціал розряджання якого найменш позитивний (найбільш негативний).

       Під час проходження електричного струму крізь водні розчини солей активних металів, розміщених у ряду електрохімічних потенціалів до алюмінію включно, на катоді відновлюватимуться не йони металу, а молекули води, і катодний процес матиме вигляд:

2H₂O + 2 ē = H₂ + 2OH^–

2H₃O⁺ + 2 ē = H₂ + 2H₂O.

       При електролізі солей металів середньої активностіна катоді проходять два процеси – відновлюватимуться і йони металу, і молекули води. Катодний процес матиме вигляд, наприклад:

Zn²⁺ + 2 ē = Zn_(мет)

2H₂O + 2 ē = H₂ + 2OH^–

При електролізі солей пасивнихметалів на катоді відновлюватимуться тільки йони металу :

Cu²⁺ + 2 ē = Cu_(мет)

Анодні процеси

Наближено послідовність розрядки аніонів можна виразити правилом:

Спочатку розряджаються аніони безоксигеновмісних кислот, а потім молекули води. Оксигеновмісні аніони (SO₄^2-, NO₃^-, PO₄^3– тощо) або взагалі не здатні до окиснення, або потребують дуже високих потенціалів. Наприклад, стандартний потенціал окиснення йону SO₄^2- до S₂O₈^2- становить 2,010 В, що набагато перевищує стандартний потенціал окиснення молекул води (1,228 В). Отже, у розглянутому випадку електрохімічне окиснення води енергетичне вигідніший процес і на аноді відбувається реакція

2 Н₂О – 4 ē = О₂ + 4Н⁺,

причому кисень на аноді виділяється внаслідок окиснення молекул води тільки в кислому, нейтральному і слабколужному середовищах, а в лужному середовищі – внаслідок окиснення гідроксид-іонів:

4 ОН^– – 4 ē = О₂ + 2Н₂О.

Електроліз з активним анодом.

       Анод, матеріал якого здатний окиснюватися під час електролізу, називається активним. Найчастіше активні аноди виготовляють із металів. Тому при електролізі матеріал аноду буде переходити в розчин. Наприклад:

Cu_(мет)   + 2 ē = Cu²⁺

Зразок картки контролю знань

1 Складіть повні рівняння окисно-відновних реакцій:

Ag + HNO₃(конц.) ®

Li + H₂SO₄(конц.) ®

Mg + HCl(розв.) ®

Якщо можливі різні продукти відновлення, то назвіть їх, а повне рівняння складіть для одного випадку.

Якщо реакція не відбувається – перекресліть стрілку.

2 Які процеси відбуваються на інертних (активних) електродах при:

а) електролізі розплаву калій броміду;

б) електролізі водного розчину нікол (ІІ) сульфату;

Завдання для самостійної роботи

Відповідно до варіанта запишіть можливі рівняння реакцій взаємодії металів з кислотами (притримуйтесь умови, поданої для зразка картки контролю знань і користуйтесь даними таблиці електрохімічного ряду напруг [5], с.412).

Завдання ІІ

Намалюйте схему електролізу водного розчину речовин А і Б з інертними електродами та напишіть йонно-електронні переходи при цьому процесі:

Завдання ІІІ

Обчисліть напругу елемента при заданих концентраціях розчинів солей:

а) елемент: Mg/Mg²⁺//Zn²⁺/Zn, концентрації солей:

б) елемент Fe/Fe²⁺//Cu²⁺/Cu, концентрації солей:

в) елемент Zn/Zn²⁺//Sn²⁺/Sn, концентрації солей:

Завдання ІV.

Визначіть значення електродного потенціалу металу при таких вказаних концентраціях їх солей: 0,1; 0,01; 0,001 моль/л:

Тест самоконтролю №1

1 Яка з наведених нижче хімічних реакцій не відбувається з утворенням наведених продуктів реакції:

а) Zn + 2HCl(конц.) = ZnCl₂ + H₂↑;

б) Zn + H₂SO₄(розв.) = ZnSO₄ + H₂↑;

в) Zn + 2HNO₃(розв.) = Zn(NO₃)₂ + H₂↑;

г) 3Zn + 4H₂SO₄(конц.) = 3ZnSO₄ + S + 4H₂O;

д) Zn + 4HNO₃(конц.) = Zn(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O.

2 Взаємодія металів середньої активності з концентрованою сульфатною кислотою супроводжується виділенням:

а) SO₂         б) S;            в) H₂           г) SO₃       д) Н₂S.

3 Взаємодія металів середньої активності з концентрованою нітратною кислотою супроводжується виділенням:

а) NO₂ ;      б) N₂;          в) H₂;          г) NO;

д) правильної відповіді немає.

4 Який об’єм газу (н.у.) виділиться при взаємодії 6,4 г міді з надлишком 96% H₂SO₄:

а) 1,12 дм³; б) 2,24 дм³; в) 4,48 дм³; г) 22,4 дм³; д) 44,8 дм³.

5 Який об’єм газу (н.у.) виділиться при взаємодії 0,65 г цинку з розведеною H₂SO₄:

а) 1,12 дм³;            б) 22,4 дм³;            в) 4,48 дм³;

г) 0,224 дм³;          д) 44,8 дм³.

6 Який об’єм газу (н.у.) виділиться при взаємодії 10,8 г срібла з надлишком концентрованої HNO₃:

а) 1,12 дм³;        б) 2,24 дм³;        в) 4,48 дм³;

г) 22,4 дм³;            д) 44,8 дм³.

7 Скільки 1 М розчину HCl необхідно для повного розчинення 2,4 г магнію?

а) 1 дм³;                 б) 0,1 дм³;              в) 0,01 дм³;

г) 1,5 дм³;              д) 0,15 дм³.

8 На суміш залізних та цинкових ошурок масою 16,8 г (співвідношення 2:1) подіяли хлоридною кислотою. Який об’єм водню виділився (н.у.)?

а) 6,41 дм³;        б) 2,24 дм³;        в) 64,1 дм³;

г) 22,4 дм³;            д) 0,641 дм³.

9 На сплав міді з магнієм масою 150 г подіяли надлишком HCl. При цьому виділилося 5 моль газу. Масова частка міді у сплаві складає:

а) 25 %;      б) 30 %;      в) 15 %;      г) 10 %;  д) 20 %.

10 Для повного розчинення сплаву міді з цинком масою 64,8 г (ω(Cu) = 20%) на нього послідовно діяли концентрованими хлоридною та сульфатною кислотами (ω(HCl) = 30%, ω(H₂SO₄) = 60%). Визначити масу кожної витраченої кислоти?

а) m(HCl) = 194,67 г, m(H₂SO₄) = 32,67 г;  

б) m(HCl) = 19,47 г, m(H₂SO₄) = 3,267 г;   

в) m(HCl) = 97,34 г, m(H₂SO₄) = 16,33 г;   

г) m(HCl) = 64,89 г, m(H₂SO₄) = 32,67 г;       

д) правильної відповіді немає.

Відповіді

1 в, 2 в, 3 а, 4 в, 5 г, 6 б, 7 б, 8 а, 9 в, 10 а.

Тест самоконтролю №2

1 Який з наведених металів є найенергійнішим відновником:

а) Zn;          б) Fe;          в) Na;         г) Cu;         д) Pt.

2 Розчини яких речовин не можна кип’ятити в алюмінієвому посуді:

а) MgSO₄;  б) KOH;     в) KCl;       г) CaCl₂; д) NaCl.

3 Коефіцієнт переводу з натурального логарифма у десятковий для рівняння Нернста становить:

а) 1,101;     б) 2,02;       в) 3,03;       г) 4,03;    д) 2,303.

4 Стала Фарадея рівна:

а) 96500 Кл;          б) 8,31 Дж/моль·К; в) 6,02·10²³ моль^-1;

г) 1,38 В;               д) 1,38·10²³ Дж/К.

5 При електролізі водного розчину NaCl на катоді виділяється:

а) Cl₂;         б) НCl;       в) NaOH;   г) Na;         д) H₂.

6 В якій парі елементів слід очікувати найбільшої напруги гальванічного елемента:

а) Al – Рb;              б) Al – Cu;             в) Mg – Cu;

г) Mg –Sn;        д) Al – Рb.

7 При електролізі водного розчину CuCl₂ (мідні електроди) на катоді виділяється:

а) Cl₂;         б) Cu;         в) HCl;       г) O₂;          д) H₂.

8 Процес кисневої деполяризації при корозії у нейтральному середовищі описується схемою:

а) H₂ + O₂ → H₂O; б) H₂ + O₂ → OН^–; в) Н₂О₂ → OН^–;

г) О₂ + Н₂О → OН^–; д) правильної відповіді немає.

9 Однакові об’єми солей: NaCl, К₂SO₄, Zn(NO₃)₂, CuCl₂, FeSO₄ однакової концентрації змішали і провели електроліз. Який метал першим буде виділятися на катоді?

а) Na;         б) K;           в) Zn;         г) Cu;         д) Fe.

10 Обчисліть напругу елемента складеного з двох на півелементів ([Fe²⁺] = 0,1 моль/л || [Cu²⁺] = 0,05 моль/л) при температурі 298 К:

а) 0,7121 В;           б) 0,6894 В;           в) 0,3659 В;

г) 0,3561 В;           д) 0,2485 В.

Відповіді

1 в, 2 б, 3 д, 4 а, 5 д, 6 в, 7 б, 8 г, 9 г, 10 а.

Хід роботи

       1 Взаємодія міді з кислотами

       В три пробірки покладіть по кусочку мідного дроту і долийте по 1 – 2 мл розведених кислот HCl, H₂SO₄, HNO₃. Ті пробірки, в яких реакція при кімнатній температурі не йде, підігрійте (обережно!). Запишіть спостереження та рівняння реакцій. Повторіть дослід з концентрованими кислотами.

       2 Взаємодія цинку з кислотами

       В три пробірки покладіть по кусочку цинку і долийте по 1 – 2 мл розведених кислот HCl, H₂SO₄, HNO₃. Ті пробірки, в яких реакція при кімнатній температурі не проходить, підігрійте (обережно!). Запишіть спостереження та рівняння реакцій. Повторіть дослід з концентрованими кислотами.

Гальванічний елемент

       В одну склянку, заповнену на 3/4 об’єму 1 М розчином цинк сульфату, опустіть цинковий електрод (цинкову пластину), в другу, заповнену на 3/4 1 М розчином купрум (ІІ) сульфату - мідний. Розчини солей з’єднайте електролітичним ключем. Струмовідвідні дротини від мідного та цинкового електродів приєднайте до гальванометра. Дайте пояснення явищам, які при цьому спостерігаються. Намалюйте схему гальванічного елемента та складіть рівняння реакцій, що відбуваються на електродах.

Мы поможем в написании ваших работ!