Практические работы
а) Выполнить опыты 1–8 по схемам протекания и уравнениям реакций:
1. Fe+HClFeCl2+H2
3FeCl2+2K3Fe(CN)6=Fe3Fe(CN)62+6KCl (аналит. реакция на Fe2+)
2. Mg+H2OMg(OH)2+H2 (аналит. реакция на щелочь с фенолфталеином)
3. Al+NaOH+H2ONa3Al(OH)6+H2
(аналит. реакция на Al3+ с ализарином, амфотерность)
4. Cu+HCl+O2CuCl2+H2O
2CuCl2+K4Fe(CN)6=Cu2Fe(CN)6+4KCl (аналит. реакция на Cu2+)
5.4Fe+6H2O+3О2 4Fe(OH)3 , коррозия
FeSO4+2NaOH=Fe(OH)2+Na2SO4
Fe(OH)2+H2O+O2Fe(OH)3 (pH7)
6. Mg+HNO3Mg(NO3)2+NH4NO3+H2O
NH4NO3+2K2HgJ4+4KOH=Hg2ONH22J+KNO3+7KJ+3H2O
(аналитическая реакция на NH4+)
7. Fe+HNO3Fe(NO3)3+NO+H2O
Fe(NO3)3+3NH4CNS=Fe(CNS)3+3NH4NO3 (аналитическая реакция на Fe3+)
8. Cu+HNO3Cu(NO3)2+NO2+H2O
б) Составить уравнения изученных Ox-Red реакций, используя ионно-электронный метод и данные табл. 8 приложения; в) Указать в каждой из них окислитель и интервал рН, в котором он может выступать в этом качестве; г) записать уравнения химических реакций, доказывающих растворение металла; д) объяснить влияние природы металла (опыт 6–8) и кислоты (сравнение опытов 1 и 7) на образование продуктов реакции.
12. Электрохимические процессы
Окислительно-восстановительные реакции, протекающие на электродах, называются электрохимическими процессами, к таковым относятся: процессы в химических источниках тока (гальванических элементах), при электролизе, коррозии.
Электродом называют любой металл (или электропроводящий материал, например, графит), погруженный в воду или в раствор электролита. Разность электростатических потенциалов двойного электрического слоя на границе между металлом и раствором называют электродным потенциалом. На поверхности металла устанавливается равновесие:
(12.1)
Гидратированные ионы металла, находящиеся у его поверхности, и оставшиеся на металле избыточные электроны образуют две противоположено заряженные плоскости – двойной электрический слой, (аналогично плоскому конденсатору).
Абсолютное значение электродного потенциала определить нельзя, поэтому измеряют его относительное значение. Обычно электродные потенциалы измеряют по отношению к стандартному водородному электроду, потенциал которого условно принимают за нуль.
Для сравнительной характеристики металлов пользуются понятием “стандартный электродный потенциал металла”. Стандартным электродным потенциалом металла называют потенциал, который возникает на границе между металлом и раствором его соли с концентрацией ионов металла, равной 1 моль/л, при стандартных условиях (температура 25°С и давление 101,325 кПа).
Потенциал металла зависит от концентрации его ионов в растворе. Если концентрация ионов металла в растворе не равна 1 моль/л, тогда значение равновесного потенциала металлического электрода рассчитывается по уравнению Нернста:
(12.2)
где φМе – равновесный электродный потенциал; – стандартный электродный потенциал; R–универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/(моль·град); T – температура, К; F – число Фарадея, равное 96484,56 Кл/моль; n – заряд иона металла; C – концентрация ионов металла, моль/л.
При подстановке в формулу Нернста значений R, F, коэффициента перевода натурального логарифма в десятичный (2,303) и температуры, равной 25°С, она примет вид:
(12.3)
при С=1 моль/л, φМе= φ0Ме т.е. равновесный потенциал становится равным стандартному электродному потенциалу. Формулу Нернста можно применять только к металлам, находящимся в растворах своих солей.
При электрохимических реакциях на электродах идут процессы: анод – окисление (отдача e); катод – восстановление (присоединение e). Протекание электрохимических процессов сопровождается изменением величины потенциала анода и катода – явление поляризации. При анодной поляризации потенциал анода смещается в область положительных значений, а при катодной поляризации – в область отрицательных значений потенциала.