Окислительно-восстановительные реакции и электрохимические процессы.

Чебоксарский политехнический университет (филиал)

ФГБОУ ВПО

«Столичный национальный машиностроительный университет (МАМИ)»

Кафедра металлургия и Технология машиностроения

ОТЧЕТ

по

ЛАБОРАТОРНОЙ РАБОТЕ

по дисциплине _________________________________________

Выполнил(а):

студент(ка)_______________________________

_________________________________________

группы __________________________________

учебный шифр ___________________________

Проверил(а):

Доцент Кузьмина О.В.

Чебоксары 2014

Лабораторная работа №1.

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ.

Цель работы – изучение скорости химической ее зависимости и реакции от концентрации реагирующих веществ, и концентрации влияния и изучение температуры реагирующих веществ на положение химического равновесия.

Опыт 1. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ изучали на примере сотрудничества тиосульфата натрия с серной кислотой:

Na2S2O3 + H2SO4 Na2SO4 + SO2 ^+ Sv + H2O

В первую колбу поместили 15 мл 0,05н раствора Na2S2O3; во вторую – 10 мл раствора Na2S2O3 и 5 мл воды; в третью – 5 мл раствора Na2S2O3 и 10 мл воды. После этого в первую колбу прилили 5 мл 1н раствора H2SO4, взятую смесь скоро перемешали и отметили время начала помутнения раствора. То же самое проделали и с двумя вторыми колбами. Результаты измерений внесли в таблицу.

№ колбы	Количество, мл	Объем раствора, мл	Условная концент-рация Na2S2O3	Время начала помутне-ния ?, с	Относительная скорость реакции v=1/?
Na2S2O3	H2O	H2SO4
		—

Выстроили график зависимости относительной скорости реакции v от условной концентрации Na2S2O3.

Относительная скорость реакции

1 2 3 Условная концентрация Na2S2O3

Рис.1. График зависимости относительной скорости реакции v от условной концентрации Na2S2O3.

Вывод: ____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________.

Опыт 2. Влияние концентрации веществ на химическое равновесие.

В данном опыте изучают обратимую реакцию сотрудничества хлорида железа (III) с тиоцианатом (либо роданидом) аммония.

FeCl3 + 3 NH4(NCS) — Fe(NCS)3 + 3NH4Cl

В пробирку на 2/3 внесли разведённый раствор хлорида железа (III) FeCl3 и добавили пара капель тиоцианата аммония NH4(NCS), перелив из одной пробирки в другую размешали раствор. Цвет появившегося раствора — _______________. Содержимое пробирки поделили на четыре части: в одну из пробирок добавили пара кристалликов FeCl3, в другую — NH4(NCS), в третью — NH4Cl, четвертую пробирку покинули для сравнения. Отметили изменение интенсивности окраски в каждом случае, результаты опыта занесли в таблицу.

Вещество, добавленное в исходный раствор	Изменение интенсивности окраски (усиление либо ослабление)	Направление смещения равновесия (вправо либо влево)
FeCl3
NH4(NCS)
NH4Cl

Выражение константы равновесия данной реакции:

Опыт 3. Изучение влияния температуры на положение химического равновесия.

Протекание прямого и обратного процессов в совокупности

NH3 + H2O — NH3·H2O — NH4+ + ОН–, ?H 0
нейтральный раствор		щелочной раствор

связано с трансформацией кислотно-главного характера среды. В следствии протекания прямого процесса образуются гидроксидные ионы – OH– , и среда делается щелочной. Обратный процесс ведет к образованию нейтральной среды (NH3 + H2O). О направлении смещения химического равновесия в данной совокупности возможно делать выводы по трансформации цвета растворов в присутствии кислотно-главного индикатора фенолфталеина.

В пробирку налили 5 мл дистиллированной воды и добавили до 10 капель раствора аммиака. Прибавили пара капель фенолфталеина и перемешали раствор, его цвет ______________________. Отлили 2-3 мл взятого раствора в другую пробирку и нагрели ее на спиртовке до ______________________________. Охладили пробирку в стакане с холодной водой). Окраска раствора стала _________________.

В соответствии с принципом Ле-Шателье, это возможно растолковать следующим образом

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Лабораторная работа №2.

РАСТВОРЫ КИСЛОТ, ОСНОВАНИЙ, СОЛЕЙ

И ИХ СВОЙСТВА.

Цель работы – изучение особенностей растворов сильных и не сильный электролитов, изучение реакций в растворах электролитов и приобретение навыков составленияуравнений этих реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде; обучиться определять рН среды при помощи кислотно-главных катализаторов способом визуального колориметрирования; познакомиться с методикой проведения кислотно-главного титрования и методикой расчета концентрации исследуемого вещества.

Опыт 1. Изменение окраски кислотно-главного индикатора в зависимости от рН среды.

В девять пробирок налили по 3-5 мл дистиллированной воды. В каждую вторую пробирку в тройке добавили пара капель 1н. раствора H2SO4, в каждую третью — пара капель 1н. раствора NaOH (в первых пробирках нейтральная среда), отлично перемешали содержимое пробирок. После этого в первую тройку пробирок добавили пара капель раствора лакмуса, во вторую – метилоранж, в третью тройку – фенолфталеин, встряхнули. Отметили окраску растворов в каждом случае, результаты наблюдений занесли в таблицу.

Наименование индикатора	Окраска индикатора
в нейтральной среде	в кислой среде	в щелочной среде
Лакмус
Метилоранж
Фенолфталеин

Опыт 2. Определение концентрации раствора соляной кислоты способом кислотно-главного титрования.

Из неспециализированного раствора пипеткой отобрали 10 мл раствора соляной кислоты HCl (VB) и перенесли в коническую колбу. Добавили пара капель индикатора фенолфталеина, отлично перемешали. Окраску раствора ______________________. Коническую колбу с приготовленной пробой поставили под наконечник бюретки, которую предварительно заполнили 1н. (NA) раствором щелочи NaOH. Уровень раствора NaOH (по нижнему уровню мениска) был на нулевой отметке. Потом приступили к титрованию: одной рукой спускали раствор NaOH из бюретки маленькими порциями, наряду с этим второй рукой кругообразными перемещениями перемешивали содержимое колбы. Добавляли рабочий раствор , пока с последней каплей не изменился цвет исследуемого раствора:_____________________. Отметили уровень раствора NaOH (VA), израсходованный на нейтрализацию соляной кислоты. Титрование повторили еще раз, результаты занесли в таблицу.

Количество раствора HCl (VB), мл	Количество раствора NaOH (VА), израсходованного на титрование, мл	Среднее значение VА, мл	NВ(HCl), моль-экв/л	ТВ(HCl), г/мл

Вычислили обычную концентрацию (NВ) и титр (ТВ) раствора HCl по следующим формулам:

NB = NAVA / VB,

где NA, NB –обычные концентрации рабочего раствора А и определяемого вещества В, моль-экв/л; VA, VB –объемывеществ АиВ,л (мл).

TB = NB fэкв MВ/ 1000,

где ТВ – титр вещества В (масса вещества В, содержащегося в 1 мл раствора), г/мл; fэкв – фактор эквивалентности вещества В; МВ – молярная масса вещества В, моль/л; NB –нормальность вещества В, моль-экв/л.

Уравнение реакции:

Расчеты:

NB =

TB =

Опыт 3. Гидролиз солей.

В шести склянках находятся растворы солей KNO3, Na2CO3, BaCl2, Al2(SO4)3, Na2SO4, FeCl3. Стеклянной палочкой нанесли каплю каждого раствора на маленький кусочек универсальной индикторной бумаги, отметили ее окраску в каждом случае и при сравнении со шкалой выяснили рН растворов. Полученные результаты занесли в таблицу.

Формула соли	Окраска унивeрсальной индикаторной бумаги	Реакция среды	рН растворов	Какими кислотой и основанием образована соль (сильный либо не сильный электролит)
KNO3
Na2CO3
BaCl2
Al2(SO4)3
Na2SO4
FeCl3

Молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций гидролиза по первой ступени:

1.___________________________________________________________________

____________________________________________________________________

2. __________________________________________________________________

____________________________________________________________________

3. __________________________________________________________________

____________________________________________________________________

Опыт 4. Определение характера гидроксидов металлов. Амфотерность.

В три пробирки налили по 3-4 мл водных растворов солей MgSO4, ZnCl2, CrCl3. Во все пробирки добавили пара капель 1н. раствора NaOH до образования осадков. Потом содержимое каждой пробирки поделили на 2 части: к первой части добавили пара капель 1н. раствора азотной кислоты HNO3, а ко второй — 1н. раствора щелочи NaOH. выводы и Свои наблюдения занесли в таблицу.

Гидроксиды	Растворимость	Темперамент гидроксида
в кислотах	в щелочах

Уравнения реакций получения гидроксидов в молекулярном и ионном виде:

1.___________________________________________________________________

____________________________________________________________________

2. __________________________________________________________________

____________________________________________________________________

3. __________________________________________________________________

____________________________________________________________________

Молекулярные и ионные уравнения реакций сотрудничества гидроксидов с щёлочью и кислотой:

1.___________________________________________________________________

____________________________________________________________________

2. __________________________________________________________________

____________________________________________________________________

3. __________________________________________________________________

____________________________________________________________________

4.___________________________________________________________________

____________________________________________________________________

5. __________________________________________________________________

____________________________________________________________________

Лабораторная работа №3

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ и ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ.

Цель работы — приобретение навыков составления уравнений окислительно-восстановительных реакций; экспериментальное изучение электрохимических процессов, протекающих в трудящихся гальванических элементах, при электролизе водных растворов солей; ознакомление с процессами, обуславливающими электрохимическую коррозию сплавов и металлов.

Опыт 1. Изучение окислительной активности перманганата калия в различных средах.

В три пробирки налили по 2 мл раствора перманганата калия КМnО4. Для изготовление кислой, нейтральной и щелочной реакционных сред в первую пробирку добавили пара капель серной кислоты, вторую пробирку покинули без трансформаций, в третью – добавили пара капель концентрированного раствора щелочи NaOH. Затем в каждую пробирку добавили маленькое количество раствора сульфита натрия Na2SO3. Отметили трансформации цвета растворов, наблюдения внесли в таблицу.

Среда	Цвет раствора	Продукты реакции	Степень окисления Mn в продуктах реакции
кислая
нейтральная
щелочная

Составили восстановления и процессов электронные уравнения окисления, расставили коэффициенты способом электронного баланса:

KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + Н2О

____________________________________________________________________

KMnO4 + направляться2SO3 + H2O MnO2 + Na2SO4 + KOН

____________________________________________________________________

KMnO4 + Na2SO3 + KOН K2MnO4 + Na2SO4 + Н2О

____________________________________________________________________

Опыт 2. Влияние образования гальванических пар на электрохимическую коррозию металлов в кислой среде.

2а. Налили в пробирку около 3-5 мл 0,5 М серной кислоты. Опустили в нее цинковую пластинку. Замечали образование газа _________. Потом коснулись цинковой пластинки бронзовой проволокой. Наряду с этим замечали ________________________________________________________________________________________________________________________________________.

2б.Заменили бронзовую проволоку на алюминиевую. Наряду с этим замечали ________________________________________________________________________________________________________________________________________.

Результаты опытов объединили в таблицу.

Значения электродных потенциалов	Но-мер опыта	Схема гальванического элемента	Электродные процессы	Неспециализированное уравнение реакции
на аноде	на катоде
E0Zn2+/Zn= E0Cu2+/Cu= E0Al3+/Al= E02H+/H2=	2а	Zn\|Zn2+\|\| 2H+\|H2 (Cu)
2б	Al\|Al3+\|\| 2H+\|H2 (Zn)

Опыт 3. Изучение защитных особенностей катодных и анодных покрытий.

Приготовили три пробирки. В первую налили 2-3 мл раствора FeSO4 и добавили пара капель красной кровяной соли K3[Fe(CN)6]. Раствор окрашивается в ______________ цвет из-за образования комплекса турнбулевой сини Fe3[Fe(CN)6]2 (качественная реакция на ион Fe2+). Эту пробирку покинули для сравнения. Уравнение происходящей реакции:

____________________________________________________________________

В оставшиеся две пробирки налили по 3-5 мл раствора серной кислоты и добавили пара капель красной кровяной соли K3[Fe(CN)6] и опустили в них пластинки луженого (покрытого оловом) и оцинкованного железа с нанесенными царапинами. Через пара мин. отметили изменение окраски раствора в пробирках и сравнили с цветом раствора в первой пробирке.

Пластинка	Fe – Zn	Fe – Sn
Цвет
Анодная реакция
Катодная реакция
Схема коррозион-ного гальваничес-кого элемента

Опыт 4. Электролиз водного раствора сульфата меди.

Заполнили электролизер раствором CuSO4. Опустили в электролизер графитовые электроды и подключили электроды к хорошему (анод) и отрицательному (катод) полюсам источника тока. Через 5 мин прекратили электролиз, отключив прибор из сети, извлекли из электролизера катод и отметили случившиеся трансформации: ____________________________________

____________________________________________________________________. В прианодное пространство опустили индикаторную бумагу. Её цвет стал ___________________. Это указывает, что _________________________________

____________________________________________________________________.

Схема установки.

Анодный процесс: ___________________________________________________

Катодный процесс: ___________________________________________________

Неспециализированное уравнение процесса:

____________________________________________________________________

Опыт 5. Измерение ЭДС биметаллического Al — Cu гальванического элемента.

В два стакана на 50 мл налили мало 1 М растворов солей Al2(SO4)3 и CuSO4, в растворы опустили соответствующие железные пластины. Потом растворы соединили при помощи электролитического ключа (полоса фильтровальной бумаги, намоченная насыщенным раствором хлорида калия), а железные пластины соединили проводами через измерительное устройство. Измерения создавали некомпенсационным способом при помощи вольтметра.

Показания прибора: ЭДСэксп = ________ В.

Теоретическое значение ЭДСтеор элемента вычислили через стандартные электродные потенциалы по формуле:

ЭДСтеор =

Схема установки.

Анодный процесс: ___________________________________________________

Катодный процесс: ___________________________________________________

Общее токообразующее уравнение:

____________________________________________________________________

Схема гальванического элемента:

____________________________________________________________________

Окислительно-восстановительные реакции и электрохимические процессы.

Рубин А. Б. — Биофизика I — Химический потенциал окислительно-восстановительной реакции

Интересные записи: