Методика проведения опытов. Опыт 1: восстановительные свойства металлов
Опыт 1: восстановительные свойства металлов.
а) Восстановление ионов Н+ металлами.
В три пробирки налейте по 2-3 мл 0,1М раствора серной кислоты. В одну пробирку внесите магний или цинк, во вторую – железо, в третью – медь.
Запишите наблюдения, составьте уравнения протекающих реакций и объясните результаты опыта.
б) Восстановление ионов меди металлическим железом.
Прилейте в пробирку 3-5 мл 0,5Н раствора сульфата меди (II) и погрузите в него металлическую скрепку (кнопку). Через 2 минуты выньте скрепку: что отложилось на ее поверхности? Для каких практических целей служит данная реакция? Какими химическими свойствами обладают все металлы? Назовите три положительных иона металлов с наиболее выраженными окислительными свойствами.
Опыт 2: влияние pH среды на окислительно-восстановительные реакции.
а) Восстановление перманганата калия сульфитом натрия.
В три пробирки налейте по три миллилитра раствора перманганата калия. В первую пробирку прилейте 2 мл 1 М раствора серной кислоты, во вторую 2 мл Н2О, в третью 2 мл 2М раствора КОН.
В каждую пробирку добавьте несколько кристалликов сульфита натрия. Запишите наблюдения, составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций и объясните результаты опыта. Учтите, что фиолетовая окраска характерна для ионов MnO4-, слабо-розовая (бесцветная) – для ионов Mn2+, бурый цвет имеют осадки МnО2 и Мn(ОН)2.
б) Окисление Fe(II) до Fe(III) в кислой и щелочной среде.
1. К свежеприготовленному раствору FeSO4 (полученному растворением взятых в избытке опилок железа в разбавленной серной кислоте) прилейте раствор гидроксида натрия. Что наблюдается? Что происходит после взаимодействия полученного осадка с кислородом воздуха? Составьте уравнение реакции и объясните результаты опыта.
2. К свежеприготовленному раствору FeSO4 добавьте 2 мл 1М раствора серной кислоты и несколько капель бромной воды. В пробирку добавьте 2 капли раствора К4[Fe(CN)6]. Запишите наблюдения, составьте уравнения окислительно-восстановительной реакции и объясните результаты опыта.
Опыт 3: Реакции диспропорционирования.
Кристаллик иода обработайте небольшим количеством 2 М раствора гидроксида натрия при слабом нагревании. Полученный раствор подкислите.
Запишите наблюдения, составьте уравнения окислительно-восстановительной реакции, учитывая, что образуется иодат и иодид натрия.
Необходимый уровень подготовки студентов
1. Знать понятия: степень окисления элемента, окислитель, восстановитель, окислительно-восстановительная реакция.
2. Знать наиболее распространенные окислители и восстановители.
3. Уметь связывать окислительно-восстановительные свойства веществ со степенью окисления образующих их атомов элементов.
4. Уметь составлять уравнения окислительно-восстановительных реакций и расставлять в них коэффициенты, используя метод электронного баланса и метод полуреакций.
Задания для самоконтроля
1. Определите степень окисления серы в соединениях: Н2S, Na2S2O3, H2SO3, H2SO4.
2. Приведите примеры межмолекулярных и внутримолекулярных окислительно-восстановительных реакций.
3. Определите, возможно ли протекание реакции в прямом направлении при 298 К:
CuO + H2 = Cu + H2O (ж)
4. От каких факторов зависит окислительно-восстановительный потенциал? Напишите уравнение для расчета окислительно-восстановительного потенциала этой реакции.
5. Приведите пример окислительно-восстановительной реакции, потенциал которой зависит от pH среды, напишите уравнение для расчета окислительно-восстановительного потенциала этой реакции.
6. Какими способами можно определить направление окислительно-восстановительной реакции?
7. Напишите уравнение реакции для расчета окислительно-восстановительного потенциала реакции:
[Co(NH3)6]3+ + e = [Co(NH3)6]2+
Рассчитайте значения потенциала при 298 К для случаев, когда активности окисленной и восстановленной форм вещества равны (моль/л): 0,01 и 1,0; 1,0 и 0,01.
Лабораторная работа №11
Тема: Электрохимический ряд напряжений металлов
Цель работы: ознакомиться на опыте с зависимостью окислительно-восстановительных свойств металлов от их положения в электрохимическом ряду напряжений.
Оборудование и реактивы: пробирки, держатели для пробирок, спиртовка, фильтровальная бумага, пипетки, 2н. растворы HCl и H2SO4, концентрированная H2SO4, разбавленная и концентрированная HNO3, 0,5М растворы CuSO4, Pb(NO3)2 или Pb(CH3COO)2; кусочки металлических алюминия, цинка, железа, меди, олова, железные канцелярские скрепки, дистиллированная вода.
Теоретические пояснения
Химический характер какого-либо металла в значительной степени обусловлен тем, насколько он легко окисляется, т.е. насколько легко его атомы способны переходить в состояние положительных ионов.
Металлы, которые проявляют легкую способность окисляться, называются неблагородными. Металлы, которые окисляются с большим трудом, называются благородными.
Каждый металл характеризуется определенным значением стандартного электродного потенциала. За стандартный потенциал j0 данного металлического электрода принимается ЭДС гальванического элемента, составленного из стандартного водородного электрода, расположенного слева, и пластинки металла, помещенной в раствор соли этого металла, причем активность (в разбавленных растворах можно использовать концентрацию) катионов металла в растворе должна бать равна 1 моль/л; Т=298 К; р=1 атм. (стандартные условия). Если условия реакции отличны от стандартных, нужно учитывать зависимость электродных потенциалов от концентраций (точнее активностей) ионов металлов в растворе и температуры.
Зависимость электродных потенциалов от концентрации выражается уравнением Нернста, которое применительно к системе:
Men++ n e-→Me
Можно записать в следующем виде:
,
где - стандартный электродный потенциал, В;
R – газовая постоянная, ;
F – постоянная Фарадея (»96500 Кл/моль);
n – число электронов, участвующих в процессе;
аМеn+ - активность ионов металла в растворе, моль/л.
Принимая значение Т=298К, получим
причем активность в разбавленных растворах можно заменить концентрацией ионов, выраженной в моль/л.
Располагая металлы в порядке возрастания величины их стандартных электродных потенциалов j0, отвечающих полуреакции восстановления, получают ряд напряжений металлов (ряд стандартных электродных потенциалов). В этот же ряд помещают стандартный электродный потенциал водорода, принимаемый за нуль, для системы, в которой протекает процесс:
2Н++2е- = Н2
При этом, стандартные электродные потенциалы неблагородных металлов имеют отрицательное значение, а благородных – положительное.
Электрохимический ряд напряжений металлов
Li; K; Ba; Sr; Ca; Na; Mg; Al; Mn; Zn; Cr; Fe; Cd; Co; Ni; Sn; Pb; (H); Sb; Bi; Cu; Hg; Ag; Pd; Pt; Au
Этот ряд характеризует окислительно-восстановительную способность системы «металл – ион металла» в водных растворах при стандартных условиях. Чем левее в ряду напряжений стоит металл (чем меньше его j0), тем более сильным восстановителем он является, и тем легче атомы металла отдают электроны, превращаясь в катионы, но катионы этого металла труднее присоединяют электроны, превращаясь в нейтральные атомы.
Окислительно-восстановительные реакции с участием металлов и их катионов идут в том направлении, при котором металл с меньшим электродным потенциалом является восстановителем (т.е. окисляется), а катионы металла с большим электродным потенциалом – окислителями (т.е. восстанавливаются). В связи с этим для электрохимического ряда напряжений металлов характерны следующие закономерности:
1. каждый металл вытесняет из раствора солей все другие металлы, стоящие правее его в электрохимическом ряду напряжений металлов.
2. все металлы, которые в электрохимическом ряду напряжений стоят левее водорода, вытесняют водород из разбавленных кислот.