Опыт 6. Установление характера оксидов

Взаимодействие оксидов с кислотами. Насыпьте в одну пробирку оксид меди(II), в другую - оксид цинка и добавьте 2-3 мл раствора азотной кислоты. Подогрейте. Обратите внимание на цвет растворов.

Взаимодействие оксидов со щелочами. Насыпьте в одну пробирку оксид меди(II), в другую - оксид цинка и добавьте 2-3 мл 30%-ного раствора щелочи. Подогрейте. Какой из взятых оксидов взаимодействуют со щелочью? Составьте уравнения реакций в молекулярной и ионной форме.

Контрольные вопросы

1) С какими веществами взаимодействуют металлы?

2) В чем особенность химических свойств амфотерных металлов и их соединений?

3) Что образуется при взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами? Как влияет активность металла на степень окисления серы в продуктах реакции?

4) Какие металлы пассивируются холодной концентрированной азотной кислотой?

5) Почему не происходит разрушения алюминия в воде?

12 Лабораторная работа № 12. ЖЕЛЕЗО, КОБАЛЬТ, НИКЕЛЬ

Цель: Экспериментально изучить особенности химических свойств соединений элементов семейства железа, составить уравнения реакций в молекулярном и ионном виде.

Теоретическая часть

Элементы семейства железа - Fe, Co, Ni относятся к триадам элементов периодической системы Д.И. Менделеева.

Способность к кислотообразованию оксидов элементов в триадах увеличивается справа налево, так оксид железа Fe₂O₃ проявляет до некоторой степени амфотерные свойства, а соответствующие оксиды кобальта и никеля такими свойствами не обладают. Расположение элементов в порядке Fe, Co, Ni согласуется с изменением их химических свойств, в частности их отношение к окислению: способность металлов группы железа окисляться возрастает от никеля к железу. Особенно наглядно это можно проследить на изменении окисляемости дигидроксидов этих металлов. Так Fe(OH)₂ окисляется очень быстро кислородом воздуха до Fe(OH)₃; Со(ОН)₂ – медленно до Со(ОН)₃, а Ni(OH)₂ совсем на воздухе не окисляется.

Железо, кобальт, никель обладают ферромагнитными свойствами. Чистое железо является мягким металлом и очень устойчиво против ржавления. Для увеличения твердости железа и придания ему особых физических, механических, а также химических свойств к нему прибавляют другие металлы, обычно образующие с ним твердый раствор, так получают легированные или специальные стали. Холодные концентрированные серная и азотная кислоты пассивируют железо, горячие – взаимодействуют с ним, образуя соли железа (III). Разбавленные кислоты удаляют оксидную пленку, поэтому соляная и разбавленная серная кислоты взаимодействуют с железом, образуя водород и соль железа (II), а разбавленная азотная кислота в зависимости от концентрации дает различные соединения азота и нитрат железа. Щелочи с железом не реагируют. Соли железа (II) легко окисляются, переходя в соли железа (III), а ржавчина, представляющая собой смесь оксидов и гидроксидов железа, имеет формулу: nFe₂O₃^. mH₂O, или FeOOH.

Соли железа (III) легко гидролизуются, особенно при нагревании. Железо может иметь также степень окисления 6+ в ферратах – солях, не существующей в свободном состоянии железной кислоты H₂FeO₄. Ферраты – сильные окислители.

Кобальт и никель при нагревании взаимодействуют с кислородом и металлами. Кобальт используется как добавка к сталям, идущим на изготовление деталей, работающих при высоких температурах. Никель используется как добавка к жаропрочным сталям и для покрытия одних металлов другими.

Соли кобальта (II) имеют красный цвет за счет кристаллизационной воды: [Со(Н₂О)₆]Сl₂. При нагревании эта соль приобретает синий цвет за счет потери кристаллизационной воды. На воздухе Со(ОН)₂ медленно окисляется, образуя черный гидроксид кобальта (III).

Гидроксид никеля на воздухе не окисляется. Кобальт и никель в отличие от железа образуют устойчивые комплексные соединения в водной среде.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Получение и окисление гидроксидов двухвалентных железа, кобальта и никеля.

К 2 мл растворов солей 2-валентных железа, кобальта и никеля добавьте небольшое количество раствора едкого натра, раствор FeSО₄ необходимо приготовить самостоятельно, путем растворения кристалликов сухой соли в дистиллированной воде. Отметьте цвет образовавшихся осадков. Составьте уравнения реакций в молекулярном и ионном виде. Осадок в пробирке с гидроксидом железа перемешайте, наблюдайте побурение его вследствие окисления гидроксида железа (II) в гидроксид железа (III). К осадку гидроксида кобальта добавьте 2-3 капли пероксида водорода Н₂О₂, а к гидроксиду никеля – бромную воду (из склянки в вытяжном шкафу). Наблюдайте окисление рассматриваемых гидроксидов кобальта и никеля по изменению цвета осадков. Составьте уравнения реакций и схемы перехода электронов. Сделайте вывод об относительной легкости окисления ионов Fe²⁺, Co²⁺ и Ni²⁺.

Опыт 2. Восстановительные свойства Fe²⁺

Приготовьте 1 мл раствора FeSО₄ и прибавьте к нему равный объем раствора фосфорной кислоты и несколько капель дихромата калия. Наблюдайте позеленение раствора, которое указывает на переход хрома в 3-х валентное состояние, а железо переходит в 3-х валентное состояние. Уравнение реакции записывается так:

FeSО₄+ K₂Cr₂O₇ + Н₃PО₄ → Fe₂(SО₄)₃ + FePО₄ + K₂HPО₄ + Cr₂(SО₄)₃ + H₂O

расставьте коэффициенты, используя метод электронного баланса.

Опыт 3. Окислительные свойства Fe³⁺

В две пробирки налейте по 2 мл раствора хлорида железа (III). В первую пробирку добавьте 1 мл раствора иодида калия, а во вторую бросьте кусочек цинка. Опишите наблюдения. Составьте уравнения реакций и уравняйте методом электронного баланса.

Опыт 4. Комплексные соединения кобальта

Налейте в пробирку 2 мл раствора хлорида кобальта (II) и добавьте по каплям концентрированный раствор аммиака. Вначале выпадет осадок гидроксида кобальта (II), а затем осадок растворится вследствие образования комплексного соединения кобальта. Напишите уравнения реакций, учитывая, что координационное число кобальта равно 6. Дайте пробирке постоять 5-7 минут и наблюдайте переход [Co(NH₃]₆(OH)₂ в [Co(NH₃)₆](OH)₃, под действием кислорода воздуха и воды. Составьте уравнение реакции.

Опыт 5. Комплексные соединения никеля.

В пробирку налейте 2 мл раствора соли никеля, добавьте раствор гидроксида натрия до выпадения осадка и затем несколько капель концентрированного раствора аммиака до растворения осадка. Отметьте цвет образовавшегося аммиачного комплекса никеля. Напишите уравнения реакций образования гидроксида никеля (II), образования аммиачного комплекса никеля, учитывая, что координационное число никеля равно 6.

Контрольные вопросы

1) Какие степени окисления характерны для атомов железа, никеля, кобальта?

2) В каких степенях окисления соединения этих элементов проявляют амфотерные свойства?

3) Как изменяется окислительная способность гидроксидов этих элементов в степени окисления +2?

4) Как можно определить ионы железа в водных растворах?

5) Какие химические реакции характерны для ионов этих элементов?

13 ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 13. ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСТВОРОВ. ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ

Цель: Экспериментально изучить процессы превращения химической энергии в электрическую и электрической в химическую, составить уравнения происходящих реакций.

Теоретическая часть

Гальванический элемент

В основе электрохимических процессов лежат реакции окисления-восстановления. Так, при опускании цинковой пластинки в раствор сульфата меди происходит реакция

Zn + CuSO₄ = Cu + ZnSO₄

Zn - 2 ē = Zn²⁺

Cu²⁺ + 2 ē = Cu

Цинк – восстановитель, ион меди – окислитель. В рассмотренном примере обе полуреакции протекают при непосредственном контакте. Если их пространственно разделить, то электроны от цинка к меди должны будут пройти некоторое расстояние. Движение заряженных частиц (электронов) – это электрический ток. Таким образом, энергия химической реакции превратится в электрическую.

Устройства, применяемые для преобразования энергии химической реакции в электрическую называют гальваническими элементами.

Гальванический элемент состоит из двух полуэлементов. Например, элемент Якоби-Даниэля. В нем проводником соединяются пластинки из меди и цинка, при этом каждый из металлов опущен в раствор соответствующей соли: сульфата меди (+2) и сульфата цинка (+2). Часто гальванический элемент изображают краткой электрохимической схемой:

(-) Zn | Zn²⁺ || Cu²⁺ | Cu (+)

где одна вертикальная черта означает границу между электродом и раствором, две вертикальные черты - границу между растворами, в скобках знаки полюсов, причем анод записывается слева, катод справа.

Электролиз

Электролизомназывают процессы, происходящие на электродах под действием электрического тока, подаваемого от внешнего источника. При электролизе важно, из какого материала сделаны электроды. Электроды бывают двух типов:

1) активные – сами принимают участие в электролизе (окисляются при анодных процессах);

2) инертные – не принимают участия в электролизе.

Следует различать электролиз расплавов и электролиз водных растворов. При электролизе расплавов в электролизе принимают участие только ионы, которые образуются при диссоциации электролита. При электролизе растворов в процессах, протекающих на электродах, могут принимать участие и молекулы воды.

Так как на катоде идет реакция восстановления, то есть прием электронов окислителем, то в первую очередь должны реагировать наиболее сильные окислители. На катоде протекает реакция с наиболее положительным потенциалом.

При протекании реакций на катоде следует помнить:

1) если электролит содержит ион металла, стоящего в электрохимическом ряду напряжений от лития до алюминия, то при электролизе водного раствора, содержащего ион этого металла, на катоде происходит восстановление молекул воды:

2Н₂О + 2 ē = Н₂ + 2ОН^¯

2) если электролит содержит ион металла, стоящего в ряду напряжений от алюминия до водорода, то на катоде будут одновременно восстанавливаться ионы металла и молекулы воды;

3) если электролит содержит ионы металла, стоящего в ряду напряжений после водорода, то на катоде будет восстанавливаться металл.

На аноде могут протекать несколько процессов:

1) растворение металла

М - n ē = M ⁿ⁺

2) окисление ионов ОН^¯(в щелочной среде):

2ОНˉ - 2 ē = 1/2О₂ + Н₂О

3) окисление молекул воды (в кислой и нейтральной среде):

2Н₂О - 4 ē = О₂ + 4Н⁺

Если потенциал металлического анода имеет более отрицательное значение, чем потенциал ОН^¯ или других ионов, присутствующих в растворе, то происходит растворение металла – протекает электролиз с растворимым анодом. Если потенциал металла имеет более положительное значение, то происходит электролиз с растворимым анодом.

Если раствор содержит ионы галогенов, то в первую очередь выделяются ионы йода, затем брома. При малых плотностях тока выделяется кислород, а не хлор, при высоких плотностях – одновременно кислород и хлор. Фтор из водных растворов не выделяется из-за положительного значения потенциала. Ионы кислородсодержащих кислот не окисляются, поэтому в их присутствии выделяется кислород.

Экспериментальная часть

Опыт 1 Электролиз воды (демонстрационный).

Прибор для электролиза, содержащий 20% раствор щелочи, подсоедините к выпрямителю. Наблюдайте выделение газообразных веществ на электродах. Отметьте по изменению уровня раствора, в каком колене образуется больше газа. Составьте уравнения протекающих реакций на катоде и аноде и сделайте вывод о природе выделяющегося газа в каждом колене. Для доказательства наличия водорода и кислорода к одному крану поднесите горящую спичку, а к другому крану тлеющую лучинку. Опишите наблюдаемые явления и составьте уравнения этих реакций.

Опыт 2 Электролитическое фрезерование.

Налейте на дно чашки насыщенный раствор хлорида натрия и опустите в него кусочек алюминиевой фольги. Металл сделайте анодом, присоединив к нему положительный полюс от выпрямителя. Графитовый карандаш подключите к отрицательному полюсу выпрямителя, приложите конец карандаша к тому месту, где требуется просверлить отверстие. Через 4-5 минут отверстие будет готово. Запишите наблюдения и составьте все уравнения протекающих реакций на катоде и аноде при электролизе.

Опыт 3 Электролиз раствора сульфата натрия

В электролизер (U-образная трубка) налейте 1н раствор сульфата натрия. К раствору прибавьте 1-2 капли раствора лакмуса. Угольные электроды погрузите в электролизер и пропускайте ток в течение 6 минут. Запишите наблюдения и уравнения реакций, протекающих на электродах. Изменяется ли концентрация раствора сульфата натрия в результате электролиза?

Опыт 4. Гальванический элемент

Цинковый и медный электроды, закрепленные в эбонитовой крышке, опустите в стакан с раствором сульфата натрия. Затем подключите электроды к вольтметру и наблюдайте за показаниями вольтметра. Составьте схему гальванического элемента и уравнения реакций, протекающих на катоде и аноде. Отметьте, какой металл является анодом, а какой – катодом и объясните почему.

Контрольные вопросы

1) В какой последовательности выделяются на катоде металлы при электролизе раствора, содержащего ионы Ni²⁺, Cu²⁺, Fe²⁺?

2) В каких случаях образуются вторичные продукты при электролизе?

3) Составьте схемы двух гальванических элементов, в которых железо было бы в одном случае катодом, а в другом – анодом. Напишите уравнения реакций, протекающих в каждом элементе.

4) Приведите примеры солей при электролизе водных растворов которых на катоде выделяется водород, а на аноде – кислород? Составьте уравнения реакций катодного и анодного процессов?

5) Приведите примеры солей при электролизе водных растворов которых на катоде выделяется металл, а на аноде – кислород? Составьте уравнения реакций катодного и анодного процессов?

14 ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 14. КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ

Цель: Экспериментально изучить химическую и электрохимическую коррозию железа и факторы, влияющие на скорость коррозии. Научиться составлять уравнения реакций, протекающих при коррозии металлов.

Теоретическая часть

Под коррозией металла понимают его разрушение под воздействием окружающей среды. Коррозия представляет собой окислительно-восстановительный процесс, протекающий на границе раздела фаз. Коррозия может протекать в газах, воздухе, в воде и в растворах электролитов, в органических растворителях. Металлы в этих случаях окисляются, т.е. разрушаются, а вещества, с которыми они взаимодействуют – восстанавливаются. Основные виды коррозии определяются характером разрушений:

1) сплошная – разрушение охватывает всю поверхность металла

2) местная – поражения локальны, большая часть поверхности не затронута, может иметь вид пятен, точек

3) интеркристаллитная (межкристаллитная) – коррозия продвигается вглубь по границам зерен металла

4) транскристаллитная – рассекает металл трещиной через зерна

5) избирательная – в сплаве разрушается один компонент.

По механизму протекания коррозионного разрушения различают два типа коррозии – химическую и электрохимическую.

Химическая коррозия.Сущность процесса коррозии сводится к окислительно-восстановительной реакции, осуществляемой непосредственным переходом электронов металла на окислитель.

Взаимодействие металла с кислородом можно записать так:

2n M + m O₂ = 2 M_nO_m

Скорость химической коррозии в первую очередь зависит от характера продуктов коррозии. В процессе коррозии на поверхности металла образуется твердая пленка оксидов. Скорость окисления определяется однородностью и защитными свойствами поверхностной пленки и зависит от наличия в ней трещин и пр. Если пленка рыхлая, то коррозия идет с большой скоростью. У некоторых металлов (например, кобальт, никель, титан) пленки обладают высокими защитными свойствами, их образование препятствует дальнейшей коррозии.

Электрохимическая коррозия. Процесс коррозии включает анодное окисление металла

M – nē = Mⁿ⁺

и катодное восстановление окислителя

Ox + n ē = Red

Окислителями могут быть О₂, CI₂, Н⁺, Fe³⁺, NO₃^- и др.

Катодный процесс в нейтральной и щелочной среде, если окислитель кислород:

О₂ + 2Н₂О + 4 ē = 4ОН^-

в кислой среде:

О₂ + 4Н⁺ + 4 ē = 2Н₂О

2Н⁺ + 2 ē = Н₂

Кроме катодных и анодных реакций происходит движение электронов в металле и ионов в электролите, а также протекают вторичные химические реакции, например, взаимодействие ионов металла с гидроксид-ионами:

Mⁿ⁺ + nOH^- = M(OH)_n

Процессы электрохимической коррозии аналогичны процессам, протекающим в гальванических элементах, но отличаются отсутствием внешней цепи.