Практикум - Химия

Формат документа: pdf
Размер документа: 1.32 Мб





Прямая ссылка будет доступна
примерно через: 45 сек.




Теги: МГТУ им. Н. Э. Баумана
  • Сообщить о нарушении / Abuse
    Все документы на сайте взяты из открытых источников, которые размещаются пользователями. Приносим свои глубочайшие извинения, если Ваш документ был опубликован без Вашего на то согласия.

Московский государственный технический университет имени Н.
Э. Баумана






Лабораторный практикуми по курсу химии
для бакалавров
технических специальноистей

2 УДК 541(075.8)
ББК 24.1
Л 12

Издание доступно в электронном b^_ на портале ebooks.bmstu.ru
по адресу : http://ebooks.bmstu.ru/catalog/111/book413.html
Факультет «Фундаментальные науки»
Кафедра «Химия »
Рекомендовано Редакционно-издательским со_lhf
МГТУ им . Н .
Э. Баумана в качест_ учебного пособия
Аlhju : С .
Л . Березина , А . М . Голубев , Е . Е. Гончаренко ,
В .
М . ГоршкоZ , В . Н . ГорячеZ , Н . Н . ДmebqZgkdZy ,
В .
И . Ермолаева , Л . Е. Слынько , Г. Н. Фадеев
Рецензенты : канд . хим . наук Т .
И . Шабатина ,
канд . физ .-мат . наук , доцент О .
С. Еркоbq
Лабораторный практикум по курсу химии для бакалаjh\
технических специальностей / С. Л . Березина , А. М . Голубев ,
В . М . ГоршкоZ и др . ; под ред . В . И . Ермолаеhc , Н . Н . Дm -
личанской . — МоскZ : Издательстh МГТУ им . Н . Э . Баума -
на , 2014. — 116, [4] с.
ISBN 978-5-7038-4011-5
Даны описания лабораторных работ по базовому курсу хи -
мии , разработанному в соот_lkl\bb с п рограммой
для бака
лав-
ров МГТУ им. Н .Э . Баумана . Объем курса составляет 144 ч, из
них на лабораторные работы от_^_gh 34 ч. Лабораторный
практикум содержит краткие теоретические сведения о каждой
работе и методику ее практического uiheg_gby , а также кон -
трольные hijhku и задачи для подготоdb к защите работы .
Для студентов приборостроительных, машиностроительных
и друг и

х родст_gguo специальностей технических уни_jkb -
тетов.

УДК 541(075.8)
ББК 24.1

 МГТУ им . Н .Э. Баумана , 2014
 Оформление . Издательстh
ISBN 978-5-7038-4011-5 МГТУ им . Н .Э. Баумана , 2014
Л12

3
ПРЕДИСЛОВИЕ
Настоящее издание предназначено для студентов машино- и
приборостроительных специальностей технических университетов.
Представленные в практикуме лабораторные работы соответствуют
программе курса химии для бакалавров МГТУ им. Н.Э. Баумана,
разработанной в соответствии с Федеральными государственными
образовательными стандартами третьего поколения. Практикум содержит лабораторные работы, охватывающие ос-
новные разделы общей и неорганической химии. Особенностью
данного учебного издания является то, что все лабораторные рабо-
ты объединены в три модуля, в полной мере сонответствующие
программе: модуль 1 — строение вещества, химия элементов и их
соединений; модуль 2 — общие закономерности протекания хинми-
ческих процессов; модулнь 3 — химические и электрохимические
процессы в растворах. Такое модульное построение практикума
позволяет актуализировать и систематизировать имеющиеся у сту-
дентов знания по соответствующемун разделу дисциплины, способ-
ствует целенаправленному приобретению практических умений. В каждой работе приведено достаточно полное описание тео-
ретических основ, а также вопросы ин задачи для подготовки к за-
щите лабораторных работ. Заметим, что выполнение лабораторных работ предполагает
наличие базовых знаний по химии, представлений о закономерно-
стях протекания химических реакций. Лабораторнный практикум не
заменяет учебник и не освобождает студента от работы с коннспек-
том лекций и другими учебными материалами. Учебно-
методические издания, в том числе созданные преподавателями
кафедры химии МГТУ им. Н.Э. Баумана и приведенные в списке
литературы, помогут при освоении теоретических основ базового
курса химии, ответах на контрольные вопросы и решении задач.

4

ПРАВИЛА РАБОТЫ
В ХИМИЧЕСКОЙ ЛАБОРАТОРИИ
Во избежание несчастных случаев при выполнении лаборатор-
ной работы к ней допускаются студенты, проншедшие инструктаж
по технике безопасности и соблюдающие правила проведения ла-
бораторного эксперимента.
В лаборатории запрещается:
1) находиться в верхней одежде;
2) ставить сумки и другие посторонние предметы на лабора-
торные столы; 3) самовольно переходить от одного рабочего стола к другонму;
4) принимать пищу и курить;
5) сливать или высыпать избыток реактива обратно в емкости,
в которых они находились; 6) включать приборы, на которых в даннный момент не прово-
дятся работы; 7) самостоятельно выполнять эксперименты, не предусмотрен-
ные в данном пособии. Студенты обязаны:
1) соблюдать чистоту и порядок на рабочем месте;
2) опыты, связанные с использованием и получением летучих и
ядовитых веществ, проводить в вытяжном шкафу; 3) жидкие реагенты отбирать с помощью пипеток, а сыпучие —
с помощью специальных ложек или шпателей;
4) при проведении реакции на стеклянной пластине или специ-
альном планшете необходимое количество реактива вводить по
каплям. При нанесении реактивов во избежание их загрязнения
капилляр или кончик пипетки не должны касаться пластины или
ранее нанесенных капель;

5
5) внимательно относиться к рекомендациям преподавателя по
проведению эксперимента; 6) по окончании работы привести в порядок свое рабочее ме-
сто, вымыть посуду и представить преподавателю отчет о выпол-
ненной работе.
Общие требования к выполнению лабораторного практи-
кума: 1) к выполнению лабораторной работы допускаются студенты,
предварительно подготовившие теоретический конспект по теме
работы и имеющие лабораторный журнал; 2) в лабораторном журнале должны быть указаны название ла-
бораторной работы, ее цель, краткие теоретические сведения,
практическая часть (названия опытов, приведенные в методиче-
ском пособии таблицы, уравнения реакций и пр.). Наблюдаемые
явления и выводы студент вносит в журнал при выполнении рабо-
ты, для чего в журнале должно быть предусмотрено соответству-
ющее место; 3) пропущенные лабораторные работы отрабатываются в ходе
семестра по специальной записи в лаборатории. К отработнке до-
пускаются студенты, оформившие лабораторную работу и полу-
чившие допуск у преподавателя, ведущего занятия в группе; 4) студенты, пропустившие несколько лабораторных работ,
допускаются к отработке по направлению деканата с отметкой у
заместителя заведующего кафедрой по учебной работе; 5) лабораторная работа считается зачтенной после ее выполне-
ния и защиты;
6) на кафедре химии МГТУ им. Н.Э. Баумана приннята балльно-
рейтинговая система оценки знаний, что позволяет преподавате-
лям и студентам контролнировать результаты работы; 7) лабораторный практикнум считается выполненным, если сту-
дент отработал и защитил все лабораторные работы, набранв при
этом минимально необходимную сумму баллов;
8) после выполнения лабораторного практикума и защиты до-
машних заданий при условии набора определенной суммы баллов
студент допускается к значету или экзамену.

6

Модуль 1. СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТТВА,
ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ И ИХ СОЕДИНЕНИЙ
Работа 1. ВАЖНЕЙШИЕ КЛАССЫ
НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
Цель работы — ознакомление с важнейшими классами неор-
ганических соединений: оксидами, гидроксидами, солями, спосо-
бами их получения и некотнорыми свойствами.
Теоретическая часть
Неорганические соединения подразделяют на три важнейших
класса: оксиды, гидроксиды и соли.
Оксиды — продукты соединения элементов с кислородом. По
химическим свойствам оксиды подразделяют на несолеобразую-
щие, которые не взаимодействуют ни с кислотами, ни с основани-
ями (например CO, NO, N
2O), и солеобразующие. Среди солеобра-
зующих оксидов различают основные, кислотные и амфотерные. Основные оксиды образуют металлы с низшими степенями
окисления +1, +2, их гидроксидами являются основания. Хорошо
растворимые в воде основания щелочных металлов называют ще-
лочами. Основания щелочноземельных металлов (Ca, Sr, Ba) обла-
дают меньшей растворимостью в воде, по свойствам к щелочам
приближается только гидроксид бария Ba(OH)
2. Основные оксиды
реагируют с кислотными оксидами и кислотами, образуя соли:
CaO + CO
2 → CaCO 3; CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2O
Кислотные оксиды образуют неметаллы (B, C, N, P, S, Cl и
др.), а также d-металлы, расположенные в 3–12-й группах, в со-

7
единениях высших степеней окисления +5, +6, +7 (V, Cr, Mn
и др.). Гидроксидами кислотных оксидов являются кислоты. Кис-
лотные оксиды реагируют с основными оксидами и основаниями:
SO
2 + Na 2O → Na 2SO 3; N 2O5 + 2NaOH → 2NaNO 3 + H 2O
Амфотерные оксиды образуют d-металлы в соединениях сред-
них степеней окисления +3, +4 (Cr, Mn, Fe и др.) и p-элементы
(Al, Sn, Pb), из s-металлов — только Be, их гидроксиды проявляют
как основные, так и кислотные свойства. Амфотерные оксиды реа-
гируют как с кислотами, так и с основаниями:
Cr
2O3 + 6HCl → 2CrCl 3 + 3H 2O
Cr
2O3 + 2NaOH → 2NaCrO 2 + H 2O
Оксиды можно получить реакцией сонединения элемента с кис-
лородом:
2Mg + O
2 → 2MgO
4P + 5O
2 → 2P 2O5
или реакцией разложения сложного вещества:
CaCO
3 → CaO + CO 2

2Zn(NO 3)2 → 2ZnO + 4NO 2 + O 2
Гидроксиды — продукты соединения оксидов с водой. Разли-
чают основные (основания), кислотные (кислоты) и амфотерные
(амфолиты) гидроксиды.
Основания при диссоциации в растворе в качестве анионов об-
разуют только гидрокснид-ионы:
NaOH → Na
+ + OH
Кислотность основаниял определяется числом ионов OH
.
Многокислотные основания диссоциируют ступенчато:
Ca(OH)
2 ⇄ (CaOH) + + OH
(CaOH)
+ ⇄ Ca 2+ + OH
Водные растворы растворимых оснований изменяют окраску
индикаторов: в щелочных растворах фиолетовый лакмус синеет,

8
бесцветный фенолфталеин становится малиновым, метиловый
оранжевый — желтым.
Основания реагируют с кислотанми, образуя соли и воду:
NaOH + HCl → NaCl + H
2O
Если основание и кислота взяты в эквимолярных отношениях,
то среда становится нейтральной. Такая реакция называется реак-
цией нейтрализации. Многие нерастворимые в воде основания при нагревании раз-
лагаются:
Cu(OH)
2 → CuO + H 2O
Щелочи получают растворением окснидов в воде:
Na
2O + H 2O → 2NaOH
Нерастворимые в воде основания обычно получают, возденй-
ствуя щелочами на растворимые соли металлов:
CuSO
4 + 2NaOH → Cu(OH) 2↓ + Na 2SO 4
Кислоты , согласно теории электролнитической диссоциации, в
качестве катиона образуют только катионы водонрода Н
+ (точнее,
ионы гидроксония Н
3О+).
Различают кислородсодержащие (HNO
3, H 2SO 4, H 2SO 3, H 3PO 4
и др.) и бескислородные (HCl, H
2S, HCN и др.) кислоты:
H
2SO 4 → 2Н + + 2
4 SO
HCl → H
+ + Cl –
Основность кислоты определяется числом катионов водорода,
образующихся при диссоциации. Многоосновные кинслоты диссо-
циируют ступенчато:
H
2SO 3 ⇄ Н + + 3 HSO

3 HSO ⇄ Н + + 2
3 SO
В растворах кислот лакмус становится красным, метиловый
оранжевый — розовым, фенолфталеин остается бесцветным.
Кислоты получают растворением киснлотных оксидов в воде:

9
P 2O5 + 3H 2O → 2H 3PO 4
или реакцией обмена соли с кислотой:
Ca
3(PO 4)2 + 3H 2SO 4 → 3CaSO 4 + 2H 3PO 4
Амфолиты представляют собой гидроксиды, проявляющие в
реакциях как основные, так и кислотные свойства. К ним относят-
ся Be(OH)
2, Al(OH) 3, Zn(OH) 2, Cr(OH) 3 и др. Амфотерные гидрок-
сиды реагируют с основаниями как кислоты, с кислотами — как
основания:
Сr(OH)
3 + 3HCl → CrCl 3 + 3H 2O
Сr(OH)
3 + 3NaOH → Na 3[Cr(OH) 6]
Соли при диссоциации образуют катионы металлов (или ион
аммония NH
4 +) и анионы кислотных остатков:
Na
2SO 4 → 2Na + + 2
4 SO

NH 4NO 3 → 4 NH + + 3 NO
Различают средние, кислые и основные соли. Существуют так-
же двойные соли, образованные разными металлами и одним кис-
лотным остатком (например, KAl(SO
4)2), и смешанные , образован-
ные одним металлом и разными кислотными остатками (например,
CaClOCl). Средние соли можно рассматривать как продукты полного за-
мещения атомов водорода в кислоте атомами металла или гидрок-
согрупп основания кислотными остатками: NaCl, K
2SO 4, AlPO 4.
Средние соли диссоциируют на катионы металла и анионы кис-
лотных остатков:
AlPO
4 → Al 3+ + 3 4 PO
Кислые соли (гидросоли) являются продуктами неполного за-
мещения атомов водорода многоносновных кислот атомами метал-
ла: NaHSO
4, Al(H 2PO 4)3, KHCO 3.
Диссоциация кислой соли описывается уравнением
Al(H
2PO 4)3 → Al 3+ + 3(H 2PO 4)–

10
Анион (H 2PO 4)– подвергается дальнейшей диссоциации в незначи-
тельной степени. Основные соли (гидроксосоли ) являются продуктами неполногно
замещения гидроксогрупп многокислотного основания на кислот-
ные остатки: AlOHSO
4, MgOHCl, (CuOH) 2SO 4.
Диссоциация основной соли выражается уравнением
AlOHSO
4 → (AlOH) 2+ + 2
4 SO
Катион (AlOH)
2+ дальнейшей диссоциации подвергается в не-
значительной степени. Средние соли могут быть получены многимни способами:
• соединением металла и неметалла
2Na
(г) + Cl 2(г) → 2NaCl
• соединением основного и кислотногно оксидов
CaO + CO
2 → CaCO 3
• вытеснением активным металлом водорода или менее актив-
ного металла
Zn + 2HCl → H
2 + ZnCl 2

Zn + CuSO 4 → ZnSO 4 + Cu
• реакцией нейтрализации
NaOH + HCl → NaCl + H
2O
• реакцией обмена
Ba(NO
3)2 + Na 2SO 4 → BaSO 4 + 2NaNO 3
и др. Кислые соли могут быть получены в кислной среде:
NaOH + H
2SO 4(изб) → NaHSO 4 + H 2O
Na
3PO 4 + 2H 3PO 4(изб) → 3NaH 2PO 4
Основные соли могут быть получены в щелочной среде:
H
2SO 4 + 2Cu(OH) 2(изб) → (CuOH) 2SO 4 + 2H 2O

11
2CuSO 4 + 2NaOH (недост) → (CuOH) 2SO 4 + Na 2SO 4
Кислые соли при избытке щелочи и оснонвные соли при избыт-
ке кислоты переходят в средние соли:
NaHSO
4 + NaOH (изб) → Na 2SO 4 + H 2O
(CuOH)
2SO 4 + H 2SO 4(изб) → 2CuSO 4 + 2H 2O
Практическая часть
Получение и свойства оксидов
Опыт 1. Получение оксида магния реакцией соединения
(демонстрационный опыт )
Возьмите стружку сплава магния тигельными щипцами и вне-
сите ее в пламя горелки. Магний быстро сгораетн ярким белым
пламенем, образец сплава покрывается белым налетом оксида
магния. Напишите реакцию образования оксида. Осторожно опустите стружку с образовавшимся налетом в
пробирку с дистиллированной водой. Добавьте две капли фенол-
фталеина, отметьте окраску раствора. Напишите уравнение реак-
ции образования гидрокснида магния. Укажите химический харак-
тер оксида.
Опыт 2. Получение оксида кальция реакцией разложения
(демонстрационный опыт )
Возьмите кусочек мела тигельными щипцами и прокалите его в
пламени горелки. Напишите уравнение реакции разложения кар-
боната кальция CaCO
3.
Осторожно опустите прокаленный мел в пробирку с дистилли-
рованной водой. Добавьте две капли фенолфталеина, отметьте
окраску раствора. Напнишите уравнение реакции образования гид-
роксида кальция. Укажите химический характер оксида.
Получение и свойства гидроксидов мкеталлов
Опыт 3. Получение гидроксида никеля (II)
Внесите в три ячейки капельного планшета по одной капле рас-
твора соли никеля (II). Добавьте в каждую ячейку по одной капле

12
раствора гидроксида натрия NaOH. Отметьте цвет образовавшегося
осадка гидроксида никеля. Напишите уравнение реакции.
Проверьте растворимость гидроксида никеля в кислоте и в из-
бытке щелочи. Для этого добавьте в одну ячейку две капли NaOH,
а в другую — две капли соляной или серной кислноты. По резуль-
татам опыта определите характер гидроксида никеля. Напишите
уравнение реакции.
О п ы т 4. Получение гидроксида алюминия
Внесите в три ячейки капельного планшета по одной капле
раствора соли алюминия. Добавьте в каждую ячейку по одной
капле раствора гидроксида натрия NaOH. Обратите внимание на
агрегатное состояние образовавшегося осадка гидроксида алюми-
ния. Напишите уравнение реакции.
Подтвердите амфотерность гидроксида алюминия его раство-
рением в избытке щелочи и кислоты. Для этого добавьте в одну
ячейку две капли NaOH, а в другую — две капли кислоты. Напи-
шите уравнения соответствующих реакций.
Получение кислот
О п ы т 5. Получение уксусной кислоты
Поместите в пробирку небольшое количество кристаллическо-
го ацетата натрия CH
3COONa и по каплям прилейте соляной кис-
лоты. Обратите внимание на появление запаха уксуса. Напишите
уравнение реакции получения уксусной кислоты в молекулярной и
молекулярно-ионной формах.
О п ы т 6. Получение угольной кислоты
Поместите в пробирку небольшой кусочек мела и прилейте не-
много кислоты. Опишите происходящие явления. Напишите урав-
нения реакций в молекулярной и молекулярно-ионной формах. Укажите способы получения кислнот.
Получение солей
О п ы т 7. Получение средней (или нормальной) соли
Внесите в ячейку капельного планшета одну каплю соли бария
и добавьте одну каплю раствора сульфата натрия Na
2SO 4. Отметь-
те плотность и цвет образующегося осадка сульфата бария ВaSO
4.

13
Напишите уравнение реакции в молекулярнойн и молекулярно-
ионной формах.
О п ы т 8. Получение основной соли
Внесите в ячейку капельного планшета одну каплю соли ко-
бальта (II) и добавьте одну каплю раствора гидроксида натрия.
Обратите внимание на окраску выпадающей в осадок основной
соли кобальта. При добавлении еще двух капель щелочи окраска
осадка изменяется в результате образования гидроксида кобальта.
Напишите уравнения реакций образования основной соли кобаль-
та и гидроксида кобальта в молекулярной и молекулярно-ионной
формах. Обратите внимание на изменение окраски осадка в про-
цессе стояния раствора в результате окисления гидроксида кобаль-
та (II) в гидроксид кобальта (III). Напишите уравнение реакции в
молекулярной и молекулярно-ионной фонрмах.

Вопросы для подготовщки к защите лабораторной работы
1. Какими способами можно получить оксиды? Приведите не-
сколько примеров реакций получения: а) оксида кальция; б) диок-
сида серы; в) оксида меди (II). 2. Какие вещества называются кислотами? Приведите примеры
бескислородных и кислородсодержащих кислот. Учитывая, что
фосфорная кислота трехонсновная, напишите уравнения ее возмож-
ных реакций с гидроксидом натрия.
3. Чем определяется кислотность оснований? Сколько солей
может образовать гидроксид алюминия при реакции с хлорово-
дородной кислотой? Напишите уравнения соответствующих ре-
акций. 4. Могут ли образовываться кислые или основные соли при ре-
акциях приведенных ниже оснований с хлороводородной и серной
кислотами: NaOH, Ca(OH)
2, Al(OH) 3? Ответ поясните уравнениями
соответствующих реакций. 5. Через какой промежуточный продукт, легко разлагающийся
при нагревании, можно получить оксидн металла из его соли?
Покажите на примерах: а) FeCl
3 → Fe 2O3; б) CuSO 4 → CuO;
в) Al(CH
3COO) 3 → Al 2O3. Напишите уравнения возможных реак-
ций.

14
6. Возможно ли взаимодействие между оксидами: Li 2O и SO 3;
Na
2O и BeO; Al 2O3 и K 2O; BaO и MgO; N 2O5 и ZnO? Дайте обосно-
ванный ответ и приведите уравнения соответствующих реакций. 7. Какие свойства гидроксидов NaOH, Al(OH)
3, Ni(OH) 2 могут
быть использованы для их разделения из твердой смеси?
Работа 2. ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЯРНОЙ МАССЫ
ЭКВИВАЛЕНТА МЕТАЛЛА ОБЪЕМНЫМ МЕТОДОМ
Цель работы — усвоение понятий эквивалента, молярной
массы эквивалента, способов расчета молярных масс эквивалентов
веществ; экспериментальное определение эквивалента неизвестно-
го металла объемным методом.
Теоретическая часть
Количественные расчеты в химии основаны на законе сохране-
ния массы (М.В. Ломоносов, 1756; Лавуазье, 1785): масса реаген-
тов равна массе продуктов реакции. Для определения количеств
образующихся продуктов реакции при известном количестве реа-
гентов необходимо составить полное уравнение реакции с коэф-
фициентами. Немецкие химики Венцель и Рихтер сформулировали закон эк-
вивалентов (1793): вещества реагируют и образуются в эквива-
лентных количествах , что позволяет производить вычисления без
составления полного уравнения реакции. За единицу эквивалента принят 1 моль атомарного водорода,
молярная масса которого равна 1 г/нмоль (точнее, 1,00794 г/моль).
Эквиваленты других веществ определяются количеством веще-
ства, которое в химичеснких реакциях равноценно (соединяется или
замещается) 1 молю атомарного водонрода или 1 электрону в окис-
лительно-восстановительных реакциях. Число, показывающее, какая доля моля вещества эквивалентна
в реакции одному атому водорода или одному электрону, называ-
ют фактором эквивалентности f. Фактор эквивалентности обратен числу эквивалентности Z , ко-
торое численно равно абсолютному значению степени окисления

15
иона или числу электронов, переданному восстановителем окисли-
телю или принятому окислителем от восстановителя: f = 1/Z.
Молярная масса эквиваленлта M
экв в Z раз меньше соответству-
ющей молярной массы вещества M, участвующего в реакции:

экв .
М
MfM
Z
==
Рассмотрим количественные отношения веществ в реакции
нейтрализации:
H 2SO 4 + 2NaOH → Na 2SO 4 + 2H 2O
Молярные ко-
личества ве-
ществ 1 моль 2 моль 1 моль 2 моль
Фактор эквива-
лентности 1/2 1 1/2 1

Число эквива-
лентности Z 2 1 2 1
Эквивалентные
количества ве-
ществ (моль
эквивлентов) 2 моль 2 моль 2 моль 2 моль
Молярные мас-
сы эквивалентов
веществ
(г/моль)
98 49
2 =
40
40
1 =
142
71
2 =
18
18
1 =

Эквивалент вещества не является постоянной величиной, его
рассчитывают для каждой реакции, в которой участвует это веще-
ство. Приведем примеры расчетов.
1. Определение числа эквиваленлтности и молярных масс экви-
валентов веществ, участвующих в реакциях обмена :
а) для кислоты число эквивалентности определяется количе-
ством ионов водорода, которые заменщаются ионами металла, т. е.
основностью кислоты:
H
3PO 4 + NaOH → NaH 2PO 4 + H 2O; Z к = 1; М экв.к = 98
1
М
≈ г/моль;

16
H 3PO 4 + 2NaOH → Na 2HPO 4 + 2H 2O; Z к = 2; М экв.к = 49
2
М
≈ г/моль;
H
3PO 4 + 3NaOH → Na 3PO 4 + 3H 2O; Z к = 3; М экв.к = 32, 67
3
М
≈ г/моль;
б) для основания число эквивалентности определяется количе-
ством гидроксид-ионов, которые замещаются анионами кислоты,
т. е. кислотностью основания:
Al(OH)
3 + HCl → Al(OH) 2Cl + H 2O; Z осн = 1; М экв.осн = 78
1
М
≈ г/моль;
Al(OH)
3 + 2HCl → Al(OH)Cl 2 + 2H 2O; Z осн = 2; М экв.осн = 39
2
М
≈ г/моль;
Al(OH)
3 + 3HCl → Al(OH) 3 + 3H 2O; Z осн = 3; М экв.осн = 26
3
М
≈ г/моль;
в) для соли число эквивалентности определяется произведени-
ем степени окисления катиона (или аниона по модулю) n на коли-
чество ионов m, Z = nm :
NaCl: Z = 1·1 = 1; М
экв = М ≈ 58,5 г/моль
Na
2SO 4: Z = 1·2 = 2; М экв = 1/2М ≈ 71,0 г/моль
Al
2(SO 4)3: Z = 3·2 = 6; M экв= 1/6M ≈ 192 г/моль
2. Определение числа эквиваленлтности и молярных масс экви-
валентов окислителя и восстановителя в окислительно-
восстановительных реакциях.
Число эквивалентности окислителя и восстановителя в окисли-
тельно-восстановительной реакции определяется количеством
принятых или отданных электронов. Для реакции
2KMnO
4 + 5K 2SO 3 + 3H 2SO 4 → 2MnSO 4 + 6K 2SO 4 + H 2O
восстановитель

2
3 SO – 2e + H 2O → 2
4 SO + 2H + Z = 2;
М
экв.восст = M
Z 80 2
= = 40 г/моль;

17
окислитель:

4 MnO + 5e + 8H +→Mn 2+ + 4H 2O Z = 5;
М
экв.окисл = M
Z 119 5
= = 23,8 г/моль.
Экспериментально эквивалент простого вещества может быть
определен по количеству замещаемого водорода либо присноединя-
емого кислорода, или другого элемента, эквивалент которого изве-
стен. Эквивалент можно определить электрохимическим путемн на
основании закона Фарадея, согласно которому при прохождении
заряда 96 484 Кл через раствор электролита на электродах прневра-
щается один эквивалент вещества. В данной работе использован способ определения эквивалента
активного металла, основанный на измерении объема водорода,
выделяющегося при растворении металла в соляной кислоте:
Me + nHCl → MeCl
n + n/2H 2
Согласно закону эквивалентов, один эквивалент металла влы-
тесняет один эквивалент водорлода, имеющий молярную массу эк-
вивалента 1 г/моль. Используя закон Авогадро, можно определить объем, который
занимает один моль эквивалентов водорода при определенных фи-
зических условиях. При нормальных физических условиях (н.у.,
р = 1,013·10
5 Па, или р = 760 мм рт. ст., Т = 273 K) 1 моль водоро-
да, имеющий массу 2 г/моль, занимает объем V = 22,4 л, тогда
1 моль эквивалентов водорода, имеющий массу 1 г/моль, должен
занимать объем
2 экв HV = 11,2 л.
Таким способом можно рассчитать объем, занимаемый одним
эквивалентом любого газа. Например, для O
2 эквивалентный объ-
ем равен
2 экв HV = 5,6 л (н.у.), поскольку молярная масса эквивален-
та кислорода равна 8 г/моль и составляет 1/4 его молярного объе-
ма; для хлороводорода 1 моль эквивалентов занимает объем
экв HClV = 22,4 л (н.у.), так как молярная масса его эквивалента рав-
на молярной массе ( Z = 1).

18
Практическая часть
Молярную массу эквивалента металла определяют с помощью
прибора, называемого эвдиометром (рис. 2.1). Прибор состоит из
штатива 1, на котором закреплены бюретки 2 и 3, соединенные
шлангом 4. Бюретки имеют поперечное нсечение 1 см
2 и градуиро-
ваны с точностью 0,1 см, причем
нулевая отметка находится в верх-
ней части бюретки. К бюретке 3 присоединена
пробирка 5 с отводной трубкой 6.
Бюретки заполнены водой, про-
бирка 5 — концентрированной
соляной кислотой. В отводную
трубку помещают образец металла
с известной массой. Загрузив ме-
талл, прибор проверяют на герме-
тичность, поднимая и опуская бю-
ретку 2 относительно бюретки 3, в
которой уровень воды при этом
будет колебаться, но не стремиться к выравниванию с уровнем в
бюретке 2. После проверки прибора на герметичность уравнивают
положение уровней воды в обеих бюретках и отмечнают положение
уровня в бюретке 3 по нижнему мениску, записывая его значение
по градуировочной шкале h
1 с точностью 0,1 см.
Затем осторожно сбрасывают металл в кислоту, переводя про-
бирку 5 из положения 6 в положение 7. В процессе растворения
металла бюретку 2 опускают таким образом, чтобы уровни воды в
бюретках не слишком различались. По окончании процесса рас-
творения металла в кислоте точно выравнивают положение уров-
ней в обеих бюретках и записывают новое положение уровня h
2 в
бюретке 3.
Объем выделившегося водорода V в реакции равен разности
уровней V = h
2 – h 1, измеряется в кубических сантиметрах (милли-
литрах) и относится к атмосферным условиям (
p, T) проведения
опыта. В соответствии с законом эквивалентов эквивалент металла
Э
мет , имеющий молярную массу М экв, вытесняет эквивалент водо-

Рис. 2.1.
Эвдиометр

19
рода Э Н, который при нормальных условиях заннимает объем V экв =
= 11 200 см 3, а используемая в опыте масса металла m вытесняет
объем водорода V
0, приведенный к нормальным условиям:

экв экв 0 .
MV
mV = (2.1)
Объем водорода, измеренный при атмонсферных условиях
(
p, T ), пересчитывают на нормальные условия по уравнению Кла-
пейрона:

00
0 ,
pV
pV
TT =
(2.2)
в котором значения p
0, V 0, T 0 относятся к нормальным условиям, а
p, V, T — к условиям проведения опыта. Давление p газов в бюрет-
ке 3 в соответствии с законом Дальтона будет равно сумме панрци-
альных давлений воздуха p
возд , водорода p н и насыщенного водяно-
го пара p
пар :
p = p
возд + p н + p пар . (2.3)
Давлением водорода ввиду незначительности его объема мож-
но пренебречь, а давление водяного пара нужно учесть.
При одинаковом положении уровней воды в обеих бюретках
давление в бюретке (2.3) будет меньше атмосферного на величину
давления насыщенного водяного паран, которое зависит только от
температуры (табл. 2.1):
p = p
атм – p пар .
Решая уравнение (2.2) относитнельно V
0 и подставляя это реше-
ние в (2.1), получаем уравнение для расчета молярной массы экви-
валента металла М
экв:

экв экв 0
экв
00 .
mV mV p T
M
VpVT
==
(2.4)
Преобразуем уравнение (2.4), подставив известные числовые
данные:

0
экв
атм пар 11 200 (273 ) .
()273
mpt
M
ppV⋅+
=
⋅− (2.5)

20 Таблица 2.1
Зависимость давления насыщенного водяного пара от температуры
t, °С р, Па
р, мм рт. ст.
t, °С р, Па
р, мм рт. ст.
15 1705,1 12,79 23 2809,0 21,07
16 1817,1 13,63 24 2983,7 22,38
17 1947,1 14,53 25 3167,2 23,76
18 2063,8 15,48 26 3361,0 25,21
19 2197,1 16,48 27 3564,9 26,74
20 2337,8 17,53 28 3779,6 28,35
21 2486,4 18,65 29 4004,9 30,04
22 2643,7 19,83 30 4242,2 31,82


Рассчитав молярную массу эквивалента металла по уравнению
(2.3), можно определить металл путем подбора значения его мо-
лярной массы M = M
экв.эксп Z, задавая, например, три последова-
тельных значения Z, равные 1, 2 и 3.
В Периодической системе элементов Д.И. Менделеева выбира-
ем металл, проявляющий соответствующую валентность Z, для
которого расхождение расчетного значения молярной массы с таб-
личной не превышает 1…2 г/моль. Затем рассчитываем относи-
тельную погрешность опыта по уравнению

экв.табл экв.эксп
экв.табл 100 %,
ММ
M
М−
Δ= ⋅
где М
экв.эксп — молярная масса эквивалента металла, рассчитанная
из опытных данных по уравнению (2.5); М
экв.табл — теоретическая
молярная масса эквивалента металла, рассчитанная по уравнению
экв.табл табл /.
ММZ =
Полученные результаты внесите в табл. 2.2.

21
Таблица 2.2
Экспериментальные данные
Опыт m, г h н, мл h к, мл V = h к – h н, мл p атм p пар
1
2
Опыт p = p атм – p пар T, K M экв.эксп ,
г/моль M экв.теор ,
г/моль ΔM, %
1
2
Вопросы для подготовщки к защите лабораторной работы
1. Укажите, в каких соединенияхн молярная масса эквивалента
составляет половину его молярной манссы: CO
2, Ca(OH) 2, Na 2HPO 4,
KHS, K
2Cr 2O7, K 2CrO 4.
2. Вычислите молярную массу эквивалента следующих вос-
становителей: а) хлорида олова (II), окисляющегося до хлорида
олова (IV); б) элементарного фосфора, окисляющегося до
H
3PO 4; в) пероксида водорода, окисляющегося до молекулярно-
го кислорода. 3. При взаимодействии ортофосфорной кислоты H
3PO 4 с гид-
роксидом калия образонвалась кислая соль — дигидрофосфат ка-
лия. Напишите уравнение реакции, определите число эквивалент-
ности и молярную массу эквивалента щелочи, кислоты и соли в
данной реакции. 4. В промышленности многие металлы получают путем воз-
действия водорода на их соединения. Вычислите массу эквивален-
та металла и его оксида, если при восстановлении оксида металла
массой 1,2 г водородом образовалась вода массой 0,27 г. Назовите
этот металл, если его валентность равна двум. 5. Вычислите молярную массу эквивалента серной кислоты в
следующих реакциях: а) Zn + H
2SO 4(разб) → ZnSO 4 + H 2
б) 2HBr + H
2SO 4(конц) → Br 2 + SO 2 + 2H 2O
в) 8HI + H
2SO 4(конц) → 4I 2 + H 2S + 4H 2O

22
6. При сгорании серы в кислороде образовалось 12,8 г оксида
серы SO
2. Какой объем кислорода израсходован (условия нор-
мальные)? 7. Определите молярную массу эквивналента металла, если
47,97 мг его вытеснили при взаимодействии с соляной кислотой
50,0 мл водорода, собраннонго под водой при температуре 25 °С и
атмосферном давлении 101,3 кПа. Давление насыщенного водяно-
го пара при этой температуре состанвляет 3167 Па. Определите ме-
талл, если его валентность равна двум.
Работа 3. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Цель работы — ознакомление с процессами окисления и вос-
становления и овладение методами нахождения коэффициентов в
уравнениях окислительно-восстановительных реакций.
Теоретическая часть
Окислительно-восстановительнымил называют реакции, в ко-
торых от восстановителя к окислителю частично или полностью
переходят электроны. Это нсоответствует изменению степеней
окисления элементов, участвующих в реакциях венществ. Степень окисления — условный заряд атома в молекуле, кото-
рая предположительно состоит из ионов. Степень окисления иона
рассчитывают исходя из условия, чтно молекула электронейтраль-
на, иону кислорода приписывается степень окисления (–2), иону
водорода — (+1). Например, чтобы вычислить степень окисления марганца в
перманганате калия KMnO
4, составим и решим уравнение
Σq
i = q(K) + q(Mn) + 4 q(O) = 0;
q (Mn) = –q(K) – 4q(O) = – (+1) – 4(–2) = +7.
Окислением называют процесс отдачи электрона; вещества, от-
дающие электроны, являются восстановителями, их положитель-
ная степень окисления возрастает.

23
Восстановлением называют процесс принятия электронов; ве-
щества, принимающие электроны, являются о кислителями, их по-
ложительная степень окисления понижается. Процессы окисления и восстановления являются сопряженны-
ми (одновременно протекающинми):
Окислитель (1) + Восстановитель (2) 
 Восстановитель (1) + Окислитель (2).
В ходе окислительно-восстановительной реакции окислитель
(1) превращается в сопряженный восстановитель (1), а восстанови-
тель (2) — в сопряженный окислитель (2). Отдельный процесс восстановления или окисления можно за-
писать в виде
Ox + Ze  Red,
где Ox — окисленная форма вещества; Red — восстановленная
форма вещества; Z e — количество электронов, участвующих в
процессе. Например, в реакции Cu
2+ + Zn  Cu + Zn 2+ окислителем явля-
ется Cu 2+, восстановителем — Zn. Самопроизвольно реакция про-
текает в одном направлении, в данной реакции цинк восстанавли-
вает медь из раствора ее соли. Типичными окислителями являются галогены (F
2, Cl 2, Br 2, I 2),
кислород, озон, ионы метанллов с большими положительными сте-
пенями окисления (Au
3+, Fe 3+, Cu 3+ и др.), комплексные ионы, в
которых центральный атом имеет большую положительную сте-
пень окисления (
4 MnO , 2
27 Cr O , 4 ClO ), азотная кислота HNO 3,
концентрированная H
2SO 4 и др.
Типичными восстановителями являются все металлы, многие
неметаллы в свободном состоянии (H
2, B, Si и др.), вещества, со-
держащие ионы с отрицательной степенью окисления (HI, H
2S,
NH
3 и др.).
Некоторые вещества, содержащие ионы в промежуточной снте-
пени окисления (H
2SO 3, HNO 2, SnCl 2 и др.), в зависимости от усло-
вий проведения реакции могут быть и окислителями, и восстано-
вителями. Например, в реакции 2NO + O
2 → 2NO 2 оксид азота (II)

24
NO — восстановитель, в реакции 2NO + 2H 2 → N 2 + 2H 2O оксид
азота (II) NO — окислитель. Основные типы окислительно-восстановительных реакций:
1) межмолекулярные окислительно-восстановительные реак-
ции — окислитель и восстановитель являются разными веще-
ствами:
Zn + 2HCl → ZnCl
2 + H 2
2) внутримолекулярные окислительно-восстановительные ре-
акции — окислителем и восстановителем являются разные элемен-
ты, входящие в состав одно и того же вещества:
(NH
4)2Cr 2O7
T
→ N2 + Cr 2O3 + 4H 2O
3) реакции диспропорционирования (дисмутации или самоокис-
ления-самовосстановления) — окислителем и восстановителем
является один и тот же элемент, степень окисления которого в хо-
де реакции понижается и повышается:
Cl
2 + 2KOH → KCl + KClO + Н 2О
4) реакции контрпропорционирования (репропорционирования
или конмутации) — окислителем и восстановителем является один
и тот же элемент с разными степенями окисления, в ходе реакции
образуется соединение этого же элемента с промежуточной степе-
нью окисления:
Na
2SO 3 + 2Na 2S + 6HCl → 3S + 6NaCl + 3H 2O
Коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных
реакций могут быть найдены различными методами. Наиболее ча-
сто используются методы электронного и электронно-ионного ба-
лансов (или метод полуреакций). Известны также и другие методы. Метод электронного баланса применим для расчета коэффи-
циентов в ОВР, протекающих между газами, твердыми вещества-
ми, в расплавах, в растворах неэлектролитов, а также в случаях,
когда одновременно в одном и том же окисляемом веществе со-
держатся два и более окислителя или восстановителя. Пример 3.1. Подобрать коэффициенты в уравнении реакции,
протекающей по схеме
HNO
3 + H 2S → NO + S + H 2O

25
Определяем элементы, которые в процессе реакции меняют
степень окисления — азот и сера. Азот, изменяя степень окисления
от +5 до +2, восстанавливается и является окислителем для серы,
которая окисляется, изменяя степень окисления от –2 до 0, прояв-
ляя восстановительные свойства. Составляем электронные уравнения, отражающие изменение
степеней окисления элементов. Для каждого из уравнений справа
(за чертой) ставим дополнительные множители, т. е. коэффициен-
ты, уравнивающие число принятых и отданных элнектронов:

52
20
52 20N3 N|2
S 2 S | 3
2N 3S 2N 3S e
e ++

+ ++→
−→
+→ +

Найденные коэффициенты переносим в уравнение реакции.
Коэффициент для воды находим по числу атомов водорода и
кислорода в левой части уравнения:
2HNO
3 + 3H 2S → 2NO +3S + 4H 2O
Правильность расстановки коэффициентов проверяем нпо числу
атомов кислорода — оно должно быть одинаково в левой и правой
частях уравнения. Электронные схемы, используемые в методе электронного ба-
ланса, не дают представления о реально существующих частицах в
растворах. Применительно к данной реакции в растворе суще-
ствуют ионы H
+ (точнее, Н 3О+) и 3 NO , молекулы слабых электро-
литов H
2S и H 2O, твердая сера, выпадающая в осадок, газообраз-
ный NO. Метод электронно-ионного баланса (метод электронно-
ионных схем, метод полуреакций ) учитывает существование в
водных растворах реальных частиц. Сильные электролиты записы-
ваются в виде ионов, слабые электролиты или нерастворимые ве-
щества — в молекулярной форме. Для уравнивания числа атомов
водорода и кислорода в полуреакции в зависимости от характера
среды включают пары: для кислотной среды — H
+ и H 2O, для ще-
лочной среды — OH – и H 2O, для нейтральной среды — молекулы
H
2O.

26
Метод полуреакций применим только к окислительно-восста-
новительным реакциям в растворах. Рассмотрим этот метод нан реакции из примера 3.1.
Пример 3.2. Запишем схему реакции в ионно-молекулянрном
виде
H
+ + 3 NO + H 2S → NO + S + H 2O
Составим электронно-ионные уравнениян полуреакций.
Полуреакция восстановления окислителя

3 NO + 3е + 4H + → NO + 2H 2O ⏐2
Полуреакция окисления восстановителя
H
2S – 2е → S + 2H + ⏐3
При составлении уравнения полуреакцнии нужно учитывать со-
блюдение не только закона сохранения массы (количество одина-
ковых атомов слева и справа должно быть равным), но и соблюде-
ние закона сохранения заряда, что подтверждает правильность
составления полуреакции и позволяент определить ее тип:

3 NO + x + 4H + → NO + 2H 2O

3 (NO )
q + 4q(H +) + x = q(NO) + 2 q(H 2O)
[(–1) + 4 + x] = 0, x = –3 = –3(–1)= +3 е (q
е = –1),
т. е. это полуреакция восстановления окислителя
3 NO .
Суммируем уравнения полуреакций с учетом коэффициентов:

3 2NO + 8H ++ 3H 2S → 2NO + 4H 2O +3S + 6H +
Сокращаем избыточные ионы водорода и записываем уравне-
ние в молекулярном виде:

3 2NO + 2H ++ 3H 2S → 2NO + 4H 2O +3S
2HNO
3 + 3H 2S → 2NO + 4H 2O +3S

27
По значению стандартного электродного потенцниала все ме-
таллы располагаются в ряд активностей (или ряд напряжений)
(табл. 3.1). Чем левее расположен элемент в ряду активностей, тем
сильнее его восстановительная способность и тем слабее окисли-
тельная способность его иона: металлы, стоящие левее водорода,
могут вытеснять его из кислот.
Таблица 3.1
Ряд активностей металловл
Металл Li K Ba Са Na Mg Al Mn
0 M/M , z + ϕ В
–3,02 –2,92 –2,90 –2,87 –2,71 –2,36 –1,67 –1,18
Металл Zn Fe Cd Co Ni Sn Pb
0
M/M , z + ϕ В
–0,76 –0,44 –0,40 –0,27 –0,25 –0,14 –0,13
Металл H Cu Ag Hg Pd Pt Au
0
M/M , z + ϕ В
0,00 0,34 0,79 0,85 0,83 1,19 1,5
Практическая часть
О п ы т 1. Перманганат калия как окислитель в различных
средах В три ячейки капельного планшета внесите последовательно
рядом по две капли раствора KMnO
4.
К первой пробе растворна КMnO
4 добавьте одну каплю раствора
H
2SO 4 и добавляйте по каплям раствор Na 2SO 3 до обесцвечивания.
Напишите уравнение реакции и подберите коэффициенты методом
электронно-ионных схем (илни полуреакций), учитываня, что в кис-
лой среде ион
4 MnO восстанавливается до иона Mn 2+, а ион 2
3 SO
окисляется в ион
2
4 SO .
Ко второй пробе раствонра KMnO
4 добавьте две капли раствора

2SO 3 до исчезновения фиолетовой окраски и понявления бурого
осадка. Напишите уравнение реакции и подберите коэффициенты
методом электронно-ионных схем, учитывая, что в нейтральной
среде ион
4 MnO восстанавливается до иона 4 Mn , + образующего
осадок MnO(OH)
2, а ион 2
3 SO окисляется в ион 2
4 SO .

28
К третьей пробе раствора KMnO 4 прибавьте одну каплю рас-
твора NaOH и две капли раствора Na
2SO 3 до появления зеленой
окраски раствора. Напишите уравнение реакции и подберите коэффициенты ме-
тодом электронно-ионных схем, учитывая, что в сильно щелочной
среде ион
4 MnO переходит в ион 2
4 MnO , а ион 2
3 SO — в ион
2
4 SO . Образующийся ион 2
4 MnO неустойчив, легко восстанавли-
вается до MnO
2, зеленая окраска переходит в бурую.
О п ы т 2. Пероксид водорода как окислитель
В ячейку капельного планшета внесите каплю раствора KI,
подкислите одной каплей H
2SO 4 и добавляйте по каплям раствор
Н
2О2. Убедитесь в образовании свободного йода при помощи йо-
докрахмальной бумаги, смочив ее в образовавшемся растворе, или
добавьте одну каплю водного раствора крахманла. Напишите урав-
нение реакции и подберите коэффициенты методом электронно-
ионных схем, учитывая, что пероксид водорода является окисли-
телем и восстанавливается до Н
2О.
О п ы т 3. Пероксид водорода как восстановитель
В ячейку капельного планшета внесите каплю раствора
KMnO
4, подкислите одной каплей H 2SO 4 и добавляйте по каплям
раствор Н
2О2 до обесцвечивания. Напишите уравнение реакции и
подберите коэффициенты методом электронно-ионных схем, учи-
тывая, что пероксид водорода является восстановителем и окисля-
ется до О
2.
О п ы т 4. Реакция контрпропорционирования йода
В ячейку капельного планшета внесите каплю раствора йодида
калия KI, подкислите раствор одной каплей нHСl и добавляйте к
ним по каплям раствор йодата калия KIO
3. Убедитесь в образова-
нии свободного йода. Напишите уравннение реакции и подберите
коэффициенты методом электнронно-ионных схем, учитывая, что
йодат-ион восстанавливается до свободного йода, а йодид-ион
окисляется до йода.

29
Вопросы для подготовщки к защите лабораторной работы
1. Расставьте коэффициенты в уравнении окислительно-
восстановительных реакций любым методом. Определите, к ка-
кому типу окислительно-восстановительных реакций относится
каждая реакция: а) KClO
3(т) → KCl (т) + O 2(г)
б) K
2MnO 4(р-р) + H 2O → KMnO 4(р-р) + MnO 2 (т) + KOH (р-р)
в) H 2S(р-р) + H 2SO 3(р-р) → S (т) + H 2O
г) KMnO
4(р-р) + Н 2S(р-р) → K 2SO 4(р-р) + MnO 2(т) + KOH (р-р) + H 2O
2. Расставьте коэффициенты в уравнениях рнеакций с помощью
электронно-ионного баланса (метода полуреакций), укажите окис-
литель и восстановитель: а) HNO
2 + KMnO 4 + H 2SO 4 → HNO 3 + MnSO 4 + K 2SO 4 + H 2O
б) K
2Cr 2O7 + Na 2SO 3 + H 2SO 4 → Cr 2(SO 4)3 + Na 2SO 4 + K 2SO 4 + H 2O
в) KMnO
4 + Н 2S → K 2SO 4 + MnO 2 + KOH + H 2O
г) P + HNO
3 + H 2O → H 3PO 4 + NO
3. Допишите уравнения следующих реакций и найдите коэф-
фициенты с помощью метода ионно-электронных нсхем (метода
полуреакций): а) Сl
2 + FeSO 4 + KOH → Fe(OH) 3 + …
б) SnCl
2 + KMnO 4 + HCl → H 2SnCl 6 + …
в) CuI + H
2SO 4 + KMnO 4 → CuSO 4 + I 2 + MnSO 4 + …
4. Какие два вещества вступили в окислительно-восстано-
вительную реацию, если в результате нее образовались следующие
вещества? Допишите уравнения реакций, подберите коэффициен-
ты любым методом: а) … → CuSO
4 + SO 2 + H 2O
б) … → CuSO
4 + NO 2 + H 2O
в) … → Na
2SO 4 + MnSO 4 + H 2O
г) … → MnSO
4 + O 2 + K 2SO 4 + H 2O
5. Определите, как могут вести себя в окислительно-восста-
новительных реакциях следующие вещества: KNO
2, I2, S, K 2MnO 4,
H
2O2. Какие из них могут быть только окислитнелями или только
восстановителями, а какие способны быть и тем и другим? Дайте
обоснованный ответ, приведите уравнения реакций.

30
6. Назовите не менее трех металлов, которые можно использо-
вать для вытеснения серебра из раствора азотнокислого серебра
(см. табл. 3.1). Напишите полные уравнения реакций. 7. При взаимодействии свежеосажденногно гидроксида железа (II)
с водным раствором пернманганата калия образовалось 5,22 г окси-
да марганца (IV). Определите массу образовавшегося соединения
железа (III).
Работа 4. ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЖЕСТКОСТИ ВОДЫ
Цель работы — экспериментальное определение жесткости
водопроводной воды, обунсловленной наличием в воде ионов маг-
ния и кальция.
Теоретическая часть
В природной воде соли находятся в ионизированном состоя-
нии. Тем не менее можно привести наиболее вероятный солевой
состав воды: Са(НСО
3)2, Мg(НСО 3)2, Fe(HCO 3)2, MgSO 4, Na 2SO 4,
K
2SO 4, NaCl, KCl, CaCl 2, MgCl 2.
Соли кальция и магния, присутствующие в воде в виде гидро-
карбонатов, сульфатов и хлоридов, обусловливают жесткость во-
ды. При нагревании и испарении воды эти соли образуют слой
накипи, снижающий коэффициенты теплопередачи в охлаждающих
и нагревающих системах, что является крайне нежелательным. За единицу жесткости принимают 1 моль эквивалентов ионов
кальция Ca
2+ и магния Mg 2+, содержащихся в 1 м 3 воды, или 1 мил-
лимоль эквивалентов в 1 л воды. Эквивалент — условная частица, соответствующая одному
атому или иону водорода в обменных реакциях или одному элек-
трону в окислительно-восстановительных реакциях.
Согласно закону эквивалентов, вещества реагируют и образу-
ются в эквивалентных количествах.
Современная формулировка закона эквивалентов имеет следу-
ющий вид: массы реагирующих веществ относятся между собой
как молярные массы эквивалентовл этих веществ:

31
m(A) : m(B) : m(D) . . . = M экв(A) : M экв(B) : M экв(D) ...
Молярная масса эквивалента — масса вещества, равноценная в
химической реакции одному молю атомов водородан или одному
молю электронов, она в Z раз меньше молярной массы вещества.
Число эквивалентности Z равно степени окисления иона (катиона
или аниона по модулю). Молярная масса эквивалентов Ca
2+ или Mg 2+ равна половине
молярной массы ионов, поскольку Z = 2 и единицу жесткости
можно выразить через молярные массы эквивалентов ионов Ca
2+
или Mg 2+. За единицу жесткости принимают 1 моль эквивалентов
ионов кальция Ca 2+, молярная масса которого равна 20,04 г/моль,
и магния Mg 2+, молярная масса которого равна 12,15 г/моль, со-
держащихся в 1 м 3 воды. Единица жесткости соответствует содер-
жанию в 1 л воды 1 ммоль эквивалентов ионов кальция Ca 2+ и маг-
ния Mg 2+.
В единицы измерения жесткости «эквивалент» не включается:
жесткость воды, равная двум единицам, имеет размерность
2 моль/м
3. Это означает, что в 1 м 3 воды содержатся 2 моль эквива-
лентов солей жесткости, или в 1 л содержатся 2 ммоль эквивален-
тов солей. Согласно ГОСТ Р 52029–2003, жесткость воды выражают в
градусах жесткости (°Ж). Градус жесткости соотвнетствует содер-
жанию в 1 м
3 воды 20,04 г Са 2+ или 12,15 г Mg 2+ или в 1 дм 3 (1 л)
воды — 20,04 мг Са 2+ или 12,15 мг Mg 2+.
Оба определения равнозначны: 1 °Ж ≡ 1 моль /м 3 ≡ 1 ммоль/л.
По величине жесткости воду можно разделить на несколько
категорий: • очень мягкая вода (менее 1,5 °Ж);
• мягкая вода (1,5…4,0 °Ж);
• вода средней жесткости (4…8 °Ж);
• жесткая вода (8…12 °Ж);
• очень жесткая вода (более 12 °Ж).
Количественно жесткость определяют титриметрическим ме-
тодом, суть которого — определение концентрации содержащихся
в воде солей. Различают м олярную концентрацию (или молярность раство-
ра) и молярную концентрацию эквивалентов (или нормальность
раствора) .

32
Молярная концентрация раствора С определяется количеством
молей растворенного вещества n в 1 л раствора, измеряетнся в мо-
лях на литр. Ее часто обозначают М, например, запись 0,1 М CaCl
2
означает, что в 1 л раствора содержится 0,1 моля или 11,1 г CaCl
2.
Молярная масса CaCl
2 равна 111 г/моль.
Молярная концентрация эквивалента С
экв определяется коли-
чеством молей эквивалентов растворенного вещества n
экв в 1 л рас-
твора, измеряется в молях на литр. Ее часто обознначают буквой
«н», например, запись 0,1 н CaCl
2 означает, что в 1 л раствора со-
держится 0,1 моль эквивалентов или 5,55 г CaCl
2.
Закон эквивалентов для растворов имеет следующий вид: от-
ношение молярных концентлраций эквивалентов реагирующих рас-
творов обратно пропорционально объемам растворов:

экв1 2
экв2 1С V
СV = или экв1 1 экв2 2 .
СV СV = (4.1)
Различают жесткость общую, карбонатную (временную, или
устранимую) и некарбонатную (постоянную, или неустранимую). Концентрация ионов Са
2+ и Mg 2+ в воде, эквивалентная содер-
жанию иона
3 HCO , определяет карбонатную жесткость Ж карб
воды. Концентрация ионов Са 2+ и Mg 2+ в воде, эквивалентная содер-
жанию других анионов (
2
4 SO , Cl – и т. д.), определяет некарбо-
натную жесткость Ж
некарб воды.
Общая жесткость определяется суммой временной и посто-
янной жесткостей:
Ж
общ = Ж карб + Ж некарб . (4.2)
Предельно допустимая жесткость питьевой воды, подаваемой
водопроводами, установлена ГОСТ 2874–82 равной 7 моль/м
3.
Карбонатную жесткость воды определяют кислотно-
основным титрованием .
Вода имеет слабощелочную среду (рН = 8,0…8,5) в результате
гидролиза гидрокарбонат-иона:

3 HCO + H 2O  H 2CO 3 + OH

33
При титровании кислотой протекает реакция нейтрализации:
OH
+ H +  H 2O
среда становится нейтральной. Пробу воды титруют солняной кислотой в присутствии индика-
тора метилового оранжевого до перехода окраски раствора из жел-
той в оранжевую. При избытке ионов H
+ раствор приобретает
красную окраску. Общую жесткость определяют комплексонометрическим
титрованием, в основе которого лежит титрование воды раство-
ром комплексона трилонна Б в присутствии аммиачного буферного
раствора и индикатора эриохрома черного до перехода красно-
фиолетовой окраски в гонлубую.
Зная молярную концентрацию эквивалентов титранта и объе-
мы пробы воды и титрантна, по закону эквивалентов (4.1) можно
рассчитать молярную концентрацию эквивалентов солей жестко-
сти, т.е. жесткость воды, моль /м
3 или ммоль /л.
Для использования природной воды в нтехнике необходима ее
предварительная очистка, в том числе умягчение, т. е. снижение
содержания солей кальция и магния, которые определяют образо-
вание накипи на стенках аппаратов.
Временная жесткость устраняется:
а) нагреванием до температуры 70…80 °С, при этом катионы
Са
2+и Mg 2+ в виде карбонатов выпадают в осадок:
Ca(HCO
3)2 → СаСО 3↓ + Н 2О + CO 2
Mg(HCO
3)2 → MgСО 3↓ + Н 2О + CO 2
В результате частичного гидролиза карбоната магния образу-
ется гидроксокарбонат магниян:
2MgCO
3 + H 2O→ (MgOH) 2СО 3↓ + CO 2
б) известкованием — добавлением негашеной СаО или гаше-
ной Са(ОН)
2 извести:
Са(НСО
З)2 + СаО → 2СаСО 3↓ + Н 2О
Са(НСО
З)2 + Са(ОН) 2 → 2СаСО 3↓ + 2Н 2О

34
Накипь определяют малорастворимые карбонаты (СаСО 3,
MgСО
3), гидроксокарбонаты (Mg 2(OH) 2CO 3) и гидроксиды кальция
и магния. Присутствие в воде гидрокарбоната жнелеза Fe(HCO
3)2 окраши-
вает накипь в желтый цвет в результате протекающих реакций:
Fе(НСО
3)2 → FеСО 3↓ + СО 2↑+ Н 2О
FеСО
3 + Н 2O → Fе(ОН) 2↓ + CO 2
4Fе(ОН)
2 + О 2 + 2Н 2O → 4Fе(ОН) 3↓
Постоянную жесткость устраняют переводом сульфатов и
галогенидов кальция и магния в практически нерастворимые кар-
бонаты или фосфаты с их последующей фильтрацией:
CaSO
4 + Na 2CO 3 → CaCO 3↓ + Na 2SO 4
3CaSO 4 + 2Nа 3РO 4 → Са 3(РO 4)2↓ + 3Na 2SO 4
Использование фосфатов натрия предпочтительнее, так как
фосфаты кальция, магния и железа менее растворимы, чем соот-
ветствующие им карбонаты и гидроксиды.
Для одновременного устранения карбонатной и некарбонатной
жесткости, т. е. общей жесткости, в промышленности применяют
различные методы, из которых наибольшее распространение по-
лучили химический — добавление химических реагентов, напри-
мер, обработка воды смнесью СаО и Nа
2СО 3 при нагревании и фи-
зико-химический — пропускание воды через ионообнменные
смолы. Наиболее совершенным методом очистки воды является кати-
онный и анионный обмен на пнолимерных смолах — в воде вообще
не остается минеральных солей. Смолы, способныне сорбировать
катионы, называют катионитами . Они представляют собой весь-
ма сложные полимерные радикалы, содержащие карбоксильные
группы R(COOH)
x или R(SO 3Н) x, которые могут вступать в реак-
ции обмена с катионами:
R(COOH)
x + yCa 2+ → R(COOH) x2y (COO) 2yCa y +2y H +
R(COOH)
x + yNa + → R(COOH) xy (COONa) y + уН +

35
или в упрощенном виде:
2RH + Ca
2+ → R 2Ca + 2H +
Смолы, способные сорбировать анионы, называют анионита-
ми. Они представляют собой полимерные радикалы, содержащие
аминогруппы, связанные с водой, ионы гидроксила которыхн всту-
пают в реакцию обмена с анионами:
R(NH
3OH) x + yCl → R(NH 3OH) xy (NH 3Cl) y + yOH
R(NH
3OH) x + y 2
4 SO → R(NH 3OH) x2y [(NH 3)2SO 4]y +2y OH
или в упрощенном виде:
ROH + Cl
→ RCl + OH
Последовательно фильтруя воду через колонки, заполненные
анионитами и катионитами, можно снизить содержание ионов в
воде почти до нуля. Количественной характеристикой ионитов яв-
ляется обменная емкость Е, выражаемая в ммоль эквивалентов
иона на один грамм ионита, нммоль (экв)/г. Величину обменной
емкости рассчитывают из соотношения

общ 2 Ж(HO) ,
V
E
m
=
где m — масса ионита. Регенерация ионообменных смол произнводится промывкой
кислыми или щелочными растворами соответственно.
Практическая часть
О п ы т 1. Определение карбонатной жесткости воды
В две одинаковые (мерные) колбы налейте 100 мл холодной
водопроводной воды до сноответствующей метки. В каждую колбу
добавьте две капли индикатора метилового оранжевого. Исходный
раствор приобретает желтую окраску, что соответствует щелочной
среде.
В первую пробу воды при постоянном перемешивании, пред-
варительно записав положение начального уровня жидкости в бю-

36
ретке, прибавляйте из бюретки по каплям соляную кислоту до из-
менения окраски раствора в колбе от желтогон до оранжевого. По-
явление розовой окраски указнывает на избыток кислоты в раство-
ре, т. е. перетитрование раствора. Разность уровней до и после
титрования определяет объем израсходованной кислоты (полноже-
ния уровней раствора в бюретнке определяют объемы, поскольку
сечение бюретки равно 1 см
2).
Проделайте аналогичный опыт, используя вторую пробу воды.
Возьмите среднее арифметическое значение из двух опытов.
Внесите экспериментальные данные в табл. 4.1, рассчитайте
значение карбонатной жесткости воды по уравнению (4.1). Суммарное уравнение реакции, протекающей при титровании
воды раствором соляной кислотын:
(НСО
З) + Н + → Н 2О + СО 2↑
Если жесткость воды определяется только ионами кальция, то
уравнение реакции можно записать в виде
Са(НСО
З)2 + 2НСl → CaCl 2 + 2Н 2О + 2СО 2↑

Таблица 4.1
Экспериментальные данные
Номер опыта V H2O,
мл С экв HCl ,
моль/л h н, мл
h к, мл V HCl ,
мл V HCl сред ,
мл Ж карб ,
ммоль/л
1
2

О п ы т 2. Определение общей жесткости воды
В две одинаковые мерные колбы налейте 100 мл холодной во-
допроводной воды до метки, в каждую добавьте по 5 мл буферного
раствора и на кончике шпателя небольшое количество твердого
индикатора эриохрома черного. Исходный раствнор приобретает
винно-красную окраску. Общую жесткость определяют титрованием пробы раствором
трилона Б. Аналогично опыту 1 в каждую пробу воды при посто-
янном перемешивании прибавляйте из бюретки, предварительно
записав положение начального уровня жидкости в бюретке, рас-

37
твор Трилона Б. Титрование нпроводите медленно, наблюдая за пе-
реходом окраски от винно-красной сначала в фиолетовую, а затем
в сине-голубую. Перетитрованнный раствор также имеет сине-
голубую окраску. Разность уровней дно и после титрования опреде-
ляет объем израсходованного Трилона Б.
Проделайте аналогичный опыт, используя вторую пробу воды.
Возьмите среднеарифметическое значение из двух опытов.
Внесите экспериментальные данные в табл. 4.2, рассчитайте
значение общей и постоянной (некарбонатной) жесткости воды,
используя уравнения (4.1) и (4.2).
Таблица 4.2
Экспериментальные данные
Номер опыта V H2O,
мл С экв
.трилон ,
моль/л h н, мл
h к, мл V трилон ,
мл V трилон.сред ,
мл Ж общ ,
ммоль/л Ж некарб ,
ммоль/л
1
2

Укажите, к какой категории жесткости относится водопровод-
ная вода.
Вопросы для подготовщки к защите лабораторной работы 1 Почему морская вода считается жесткой, а дождевая и та-
лая — мягкой?
2. Какую жесткость можно устранить добавлением к воде га-
шеной извести Ca(OH)
2, а какую — добавлением соды Na 2CO 3?
Ответ подтвердите уравнениями соответствующих реакций. 3. Жесткость природной воды обусловлена содержанием в ней
гидрокарбонатов кальция и составляет 5 °Ж. Рассчитайте массу
соли и количество ионов кальция (в молях) в 1 л воды.
4. Какую массу соды Na
2CO 3 нужно добавить к ведру воды объ-
емом 10 л, чтобы устранить жесткость, составляющую 5 моль/ м 3?
5. Какая масса катионита, имеющего обменную емкость
5 ммоль/г, нужна для умягчения 1 м
3 воды, если общая жесткость
воды составляет 10 °Ж?

38
6. При кипячении 120 л воды, карнбонатная жесткость которой
составляет 40 ммоль/л, выделилось 216,8 г осадка смеси карбоната
кальция и гидроксокарбоната магнния. Определите массу каждого
из компонентов осадка. 7. В 100 мл воды содержится 0,0406 г гидрокарбоната кальция
и 0,0120 г сульфата магния. Определите карбонатную, некарбо-
натную и общую жесткость воды.
Работа 5. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА d-МЕТАЛЛОВ
(Mn, Cu, Fe, Со)
Цель работы — изучение свойств d-металлов (Mn, Cu, Fe, Со)
и их соединений.
Теоретическая часть
Марганец, медь, железо, кобальт относятся к d-элементам, их
называют переходными элементами. Все d-элементы относятся к
металлам, их химическая активность по периоду и по группе
уменьшается.
У d-элементов 4-го периода поснледовательно заполняется элек-
тронами 3 d-подуровень при полностью занполненном 4 s-подуровне
с нарушением у атомов Cr и Cu в результате «проскока» электрона
с 4s- на 3 d-подуровень, что связано с повышенной устойчивостью
наполовину (d
5) и полностью (d10) заполненного
d-подуровня. У
элементов от Sc (3d 14s2) до Mn (3 d 54
s2) 3 d-подуровень заполняется
непарными электронами, у элементов от Fe (3 d 64s2) до Zn (3d 104s2)
3d-подуровень заполняется электронными парами. Валентными
электронами являются не только s-электроны внешнего уровня, но
и часть или все d-электроны предвнешнего уровня, поэтому для
металлов характерно образование соединений различных степеней
окисления. Соединения в разных степенях окисления проявляют
различные кислотно-оснóвные и окислительно-восстановительные
свойства, причем у соединений одинаковых степеней окисления
обнаруживаются близкие химические свойства. По химическим
свойствам различают соединения высших, средних и низших сте-

39
пеней окисления. Наибольшее различие в свойствах проявляется в
оксидах d-металлов.
Оксиды металлов высших степеней окисления (+5, +6, +7)
(V
2O5, CrO 3, Mn 2O7) обладают кислотными свойствами, низших
степеней окисления (+2) — основными свойствами (MnO, FeO,
NiO), оксиды промежуточных степеней окисления (+3, +4) амфо-
терны (Cr
2O3, MnO 2, Fe 2O3).
В соответствии со свойствами оксидов гидроксиды высших
степеней окисления являются кислотами (HVO
3, H 2Cr 2O7, HMnO 4),
низших — типичными основаниями (MnO, FeO, CoO, NiO), сред-
них — амфотерными основаниями (Cr
2O3, MnO 2, Fe 2O3).
Окислительно-восстановительные свойства гидроксидов и их
солей также зависят от степени окисления: в высших степенях
окисления проявляют окислительные свойства (KMnO
4, K 2Cr 2O7,
Na
2FeO 4), в низших — восстановительные (MnO, FeO, CoO), в
средних — и те, и другие. Для d-металлов в разных степенях окисления характерно ком-
плексообразование. Марганец. Отсутствие плотных оксидных слоев у Mn делает
этот металл достаточно активным. При высокой температуре мар-
ганец горит на воздухе или в кислороде, состав образующихся ок-
сидов зависит от температуры: при низких температурах образует-
ся MnO, при высоких — MnO
2, Mn 3O4. Чистый марганец медленно
взаимодействует с водой и растворянется в соляной кислоте:
Mn + 2HCl → MnCl
2 + H 2
реагирует с окисляющими кислотами (НNО 3, концентрированной
H
2SO 4):
Mn + 2H
2SO 4 (конц) → MnSO 4 + SO 2 + 2H 2O
3Mn + 8HNO
3 → 3Mn(NO 3)2 + 2NO + 4H 2O
Марганец образует оксиды нескольких степеней окисления:
(+2), (+3), (+4), (+6), (+7). С повышением степени окисления
ослабляется основный характер оксидов и гидроксидов, становнятся
более сильными их кислотные свойства:

40
MnO Mn 2O3 MnO 2 MnO 3 Mn 2O7
Mn(OH) 2 Mn(OH) 3 Mn(OH) 4 H 2MnO 4 HMnO 4
основные амфотерные кислотные свойства
При действии щелочей на соли Mn (II) образуется осадок
Mn(OH)
2 бело-розоватого цвета, легко окисляющийся на воздухе в
бурый оксид-гидроксид марганца (IV):
2Mn(OH)
2 + O 2 → 2MnO(OH) 2↓
Для соединений Mn (II) и Mn (III) характерны восстановитель-
ные свойства, а для соединений Mn (VI), Mn (VII) — окислитель-
ные. Окисление Mn (II) диоксидом свинца РbО
2 в кислой среде
используется в аналитической практике для обнаружения неболь-
ших количеств Mn
2+ в растворе, так как обнразующийся ион
(МnО
4)– обладает весьма интенсивной фиолетовой окраскной:
2MnSO
4 + 5РbО 2 + 6НNО 3 →
→ 2НMnO
4 + 2PbSO 4↓ + 3Рb(NO 3)2 + 2Н 2О
Оксид MnO
2 устойчив и представляет собой природное соеди-
нение, но он может восстанавливаться до Мn 2+ и проявлять себя
как сильный окислитель и окисляться, проявляя себя как восстано-
витель:
MnO
2 + 4HCl → MnCl 2 + Сl 2 + 2Н 2O
MnO
2 + 2KOH + KNO 3 → K 2MnO 4 + KNO 2 + H 2O
Амфотерность МnО
2 проявляется в слабой степени, но в кон-
центрированной серной кислоте он образует неустойчивуюн соль
Мn(SO
4)2:
МnО
2 + 2H 2SO 4 → Mn(SO 4)2 + 2Н 2О
а при сплавлении с щелочами образует метаманганиты — соли
Mn (IV):
МnО
2 + 2КОН → К 2МnО 3 + H 2O
Оксиду MnO
3, в котором степень окисления марганца (VI), от-
вечают соли манганаты, устойчивые только нв щелочном растворе,
окрашенные в зеленый цвет, а в нейтральном и кислом растворе
легко диспропорционирующие:

41
3K 2MnO 4 + 2H 2O → MnO 2↓ + 2KMnO 4 + 4KOH
При действии сильных окислителей манганаты (VI) превраща-
ются в перманганаты (VII):
2K
2MnO 4 + Cl 2 → 2KMnO 4 + 2KCl
Перманганат-ион (
4 MnO ) является сильным окислителем,
продуктами его восстановления являются: в
сильнокислой среде
(pH < 5) — Mn 2+, в нейтральной, слабокислой или слабощелочной
(рН 5
− 9) — MnO(OH) 2, в сильнощелочной (pH > 9) — 2
4 MnO .
Медь — мягкий, ковкий металл красного цвета, в сухом возду-
хе не окисляется, при нагрневании темнеет в результате образова-
ния оксидной пленки CuO. Во влажном воздухе в присутствнии CO
2
постепенно покрывается зеленоватым налетом основной соли —
карбоната гидроксомеди:
2Cu + O
2 + CO 2 + H 2O → Cu 2(OH) 2CO 3↓
Медь — металл благородный, в ряду активностей стоящий по-
сле водорода, поэтому не реагирует с водой, соляной и разбавлен-
ной серной кислотами. В концентрированной серной кислоте медь легко растворяется
при кипячении
Cu + 2H
2SO 4(конц) → CuSO 4 + SO 2↑+ 2H 2O
С азотной кислотой медь реагирует активно, воснстанавливая ее
до оксидов азота NO и NO
2 в зависимости от концентрации кисло-
ты и температуры:
3Cu + 8HNO
3(разб) → 3Cu(NO 3)2 + 4H 2O + 2NO
Cu + 4HNO
3(конц) → Cu(NO 3)2 +2H 2O + 2NO 2
Медь с кислородом образует красный Cu
2O и черный CuO ок-
сиды. Оксид меди (I) во влажном состоянии неустойчив и учаснтву-
ет в реакции диспропорционированиян:
Cu
2O → Cu + CuO
Гидроксид меди (II) нерастворим в воде, проявляет лишь не-
значительную амфотерность, растнворяясь, кроме кислот, в концен-

42
трированных щелочах с образованием купратов Э 2CuO 2 (где Э —
щелочной металл). При нагревании гидроксид меди разлагается:
Cu(OH)
2 → CuO + H 2O
Большинство солей меди (II) при растворении в воде подверга-
ется гидролизу по катиону:
CuCl
2 + H 2O  Cu(OH)Cl + HCl
При совместном гидролизе солей меди (II) с карбонатом
натрия образуется осадок карбонатна гидроксомеди Cu
2(OH) 2CO 3:
2CuCl
2 + Na 2CO 3 + 2H 2O → Cu 2(OH) 2CO 3↓+ 2NaCl + 2HCl
Ионы меди Cu
2+ являются хорошими комплексообразователя-
ми, образуя растворимые комплексы (с координационными числан-
ми 4 и 6), например:
[Cu(NH
3)4]2+; [Cu(CN) 4]2; [Cu(OH) 4]2; [CuCl 4]2; [Cu(H 2O) 6]2+.
Характерной реакцией на присутствие ионов Cu
2+ в растворе
является реакция образования компнлекса тетрааммиаката меди (II)
(раствора ярко-синего цвета):
Cu
2+ + 4(NH 3 ⋅ H 2O) → 2
34 [Cu(NH ) ] ++ 4H 2O
Железо и кобальт вместе с никелем образуют триаду — семей-
ство железа, их свойства довольно близки. Они представляют со-
бой блестящие белые металлы с сероватым (Fe) и розовато-
синеватым (Co) оттенками. В ряду Fe − Co − Ni химическая актив-
ность металлов понижается. Fe и Co в своих соединениях проявляют степени окисления +2
и +3, причем соединения со степенью окисления +3 более устой-
чива. Fe и Co растворяются в разбавленных соляной и серной кис-
лотах с образованием ионов Э
2+ и выделением водорода, концен-
трированная серная кислота окисляет железо до Fe 3+:
Fe + H
2SO 4(разб) → FeSO 4 + H 2
2Fe + 6H
2SO 4(конц) →Fe 2(SO 4)3 + 3SO 2 + 6H 2O
Разбавленная азотная кислота (~30 %) переводит железо в соли
Fe (III), а кобальт — в соли Co (II):

43
Fe + 4HNO 3 → Fe(NO 3)3 + NO + 2H 2O
Co + 4HNO
3 → Co(NO 3)2 + 2NO 2 + 2H 2O
При концентрации выше 70 % серная кислота пассивирует же-
лезо, холодная концентрированная HNO
3 пассивирует железо и
кобальт, образуя на их поверхности защитные оксидные пленки
типа Э
IIЭ2 III O4.
С растворами щелочей металлы Fe и Co не взаимодействуют. С
водой также не реагируют, но при темпнературе красного каления
(Т > 500 °C) железо взаимодействует с парами воды:
3Fe + 4H
2O(пар) → Fe 3O4 + 4H 2
Оксиды и гидроксиды железа (II) и кобальта (II) проявляют ос-
новные свойства, не растворимы в воде, гидроксиды неустойчивы,
окисляются в растворе кислородом воздуха:
4Fe(OH)
2 + O 2 + 2H 2O → 4Fe(OH) 3
серо-зеленоватый буро-желтый
При получении гидроксида кобальта (II) сначала образуется
осадок малорастворимой основной нсоли синего цвета, который
затем переходит в розовый гидроксид Co(OH)
2, медленно окисля-
ющийся в коричневатый гидроксид кобальта (III):
CoCl
2 + NaOH → CoOHCl↓ +NaCl
CoOHCl + NaOH → Co(OH)
2↓+ NaCl
4Co(OH)
2 + O 2 +2H 2O → 4Co(OH) 3↓
Оксид Fе
2О3 проявляет амфотерные свойства при высокой
температуре:
Fe
2O3 + 2NaOH → 2NaFeO 2 + Н 2О
При реакции Fe
2О3 с оксидом FeO образуетсян феррит железа:
FeO + Fе
2О3 → Fe (FeO 2)2 → Fе 3O4
Железо в оксиде FеО
3 проявляет высшую степень окисления +6,
железная кислота H
2FeO 4 не получена в свободном виде. Соли
этой кислоты — ферраты — сильные окислители и могут быть по-
лучены при спекании в сильно окислительной среде:
5Fe + 6NаNО
3 + 4NaOH → 5Na 2FeO 4 + 3N 2 + 2Н 2O

44
Ион Fe 3+ является довольно сильным окислителем, восстанав-
ливаясь до иона Fе 2+:
Fe
2(SO 4)3 + 6KI → 2FeI 2 +I 2 ↓ + 3K 2SO 4;
2FeCl
3 + Cu → 2FeCl 2 + CuCl 2
Железо и кобальт являются типичными комплексообразовате-
лями, образуя многочисленные комплексы: анионные —
Na
3[CoF 6], Na 4[Fe(C 2O4)3]; катионные — [Co(NH 3)6]Cl 3,
[Co(H
2O) 6]Cl 2; нейтральные — [Fe(CO) 5], [Co 2(CO) 8]. Реакции ком-
плексообразования часто используют в аналитической практике для
обнаружения элементов. Так, цианидные комплексы железа — гек-
сацианоферрат (II) калия (или желтая кровяная соль) K
4 [Fe(CN) 6]
и гексацианоферрат(III) калия (или красная кровяная соль)
К
3[Fе(СN) 6] — являются реактивами для обнаружения ионов Fe(II)
и Fe(III):
ЗFe
2+ + 2[Fe(CN) 6]3 → Fe 3[Fe(CN) 6]2
гексацианоферрат (III) железа (II) (турнбулева синь)
4Fe 3+ + 3[Fe(CN) 6]4 → Fe 4[Fe(CN) 6]3
гексацианоферрат (II) железа (III) (берлинская лазурь)
Характерной реакцией на ион Fe 3+ является также реакция с
изотиоцианатом (роданидом) аммония NH
4SCN:
Fe
3+ +3SCN → [Fe(SCN) 3]
Тиоцианат железа (III) Fe(SCN)
3 обладает интенсивной красной
окраской. Устойчивость аммиачных комплексов (амминов) [Э(NH
3)6]2+
различна. Гексааммин железа (II), полученный в безводных усло-
виях, малоустойчив и ранзлагается водой, гексааммин кобальта (II)
устойчив в избытке аммиака.
Практическая часть
О п ы т 1. Получение гидроксида марганца (II) и изучение
его свойств В три ячейки капельного планшета последовательно внесите
по одной капле раствора соли марганца (II), к каждой капле до-

45
бавьте по одной капле раствора NaOH. Обратите внимание на
выпадение осадка и его окраску. Далее в первую ячейку добавь-
те две капли раствора кислоты; во вторую — еще две капли рас-
твора щелочи; а третью оставьте на 5
− 10 мин на воздухе для
наблюдения за изменением окраски в результате окисления гид-
роксида марганца (II). Напишите уравнения реакций, расставьте
коэффициенты. Укажите химический характер и устойчивость
гидроксида Mn(OH)
2.
О п ы т 2. Получение гидроксида меди (II) и изучение его
свойств В две ячейки капельного планшета последовательно внесите по
одной капле раствора соли меди (II), к каждой капле добавьте по
одной капле раствора NaOH. Обратите внимание на выпадение
осадка и его окраску. Далее в первую ячейку добавьте две капли
раствора кислоты; во вторую — еще две капли раствора щелочи. В
каком случае осадок ранстворился? Напишите уравнение реакции и
сделайте вывод о химическом характнере гидроксида меди (II).
О п ы т 3. Характерная реакция на ион Cu
2+
В ячейку капельного планшета внесите одну каплю раствора
сульфата меди CuSO
4. Добавьте одну каплю раствора аммиака
NH
4OH. Обратите внимание на выпадение осадка основной соли
меди Cu
2(OH) 2SO 4. Затем добавьте еще две капли раствора
NH
4OH. Осадок растворяется, раствор меняет цвет в результате
образования комплексного иона [Cu(NH
3)4]2+. Напишите уравне-
ния образования гидроксосоли меди (II) и комплексного иона тет-
рааммиаката меди (II).
О п ы т 4. Получение гидроксида железа (II) и изучение его
свойств В три ячейки капельного планшета последовательно внесите по
одной капле раствора соли железа (II). К каждой капле добавьте по
одной капле раствора NaOH. Обратите внимание на выпадение
осадка и его окраску. Далее в первую ячейку добавьте две капли
раствора кислоты; во вторую — еще две капли раствора щелочи, а
третью оставьте на 5
− 10 мин на воздухе для наблюндения за изме-
нением окраски в результате окисления гидроксида железа (II).
Напишите уравнения реакций, расставьте коэффициенты. Укажите
химический характер и устойчивость гидроксида Fe(OH)
2.

46
О п ы т 5. Получение гидроксида железа (III) и изучение его
свойств В две ячейки капельного планшета последовательно внесите по
одной капле раствора соли железа (III), к каждой капле добавьте
по одной капле раствора NaOH. Обратите внимание на выпадение
осадка и его окраску. Далее в первую ячейку добавьте две капли
раствора кислоты; во вторую — еще две капли раствора щелочи.
Происходит ли растворение осадков?
Напишите уравнения реакций и укажите химический характер
гидроксида Fe(OH)
3.
О п ы т 6. Качественные реакции на ионы Fe 2+ и Fe 3+
В ячейку капельного планшета внесите одну каплю раствора
соли железа (II), добавьте одну каплю K
3[Fe(CN) 6]. В результате
образуется коллоидныйн раствор или выпадает осадок (зависит от
концентраций растворов) гексацианоферрата (III) железа (II)
Fe
3[Fe(CN) 6]2 (турнбулевой сини).
В ячейку капельного планшета внесите одну каплю раствора
соли железа (III), добавьте одну каплю K
4[Fe(CN) 6]. В результате
образуется коллоидныйн раствор или выпадает осадок (зависит от
концентраций растворов) гексацианоферрата (II) железа (III)
Fe
4[Fe(CN) 6]3 (берлинской лазури).
Напишите уравнения реакций, укажите окраски комплексов.
О п ы т 7. Окислительные свойства Fe
3+
В ячейку капельного планшета внесите одну каплю раствора
хлорида железа (III), добавьте одну каплю раствора иодида калия
KI. Добавьте одну каплю раствора кнрахмала или опустите индика-
торную бумажку, пропитанную крахмальным клейстером. Отметь-
те появление синего окрашивания, что указывает на наличие сво-
бодного иода. Напишите уравнение реакции, укажите свойства
иона Fe
3+.
О п ы т 8. Получение гидроксида кобальта (II) и изучение
его свойств В три ячейки капельного планшета последовательно внесите по
одной капле раствора соли кобальта (II). К каждой капле добавьте
по одной капле раствора NaOH. Отметьте цвет образующейся ос-
новной соли кобальта.

47
В первую ячейку добавьте две капли раствора кислоты, во вто-
рую — дополнительно две капли раствора щелочи, в третью —
одну каплю раствора пероксида водорода H
2O2.
Обратите внимание на окраску гидроксида кобальта (II) и ее
изменение. Напишите уравнения реакций, расставьте коэффициен-
ты. Укажите химический характер и устойчивость Co(OH)
2.
Вопросы для подготовщки к защите лабораторной работы 1. Окислительные свойства перманганата калия существенно за-
висят от среды раствора. Проиллюстрируйте данное свойство, соста-
вив молекулярные уравнения реакций следующих превращений:
Mn
2+ ← 4 MnO → MnO 2 → 2
4 MnO → 4 MnO
2. При добавлении раствора аммиака к раствору сульфата меди
выпал осадок, который при дальнейшем увеличении концентрации
NH
4OH растворился. Напишите уравнения протекающих реакций.
О каком свойстве ионов Cu 2+ свидетельствуют эти реакции?
3. При получении чистой меди из сернистых руд в пирометал-
лургическом процессе пнротекает реакция по схеме
CuFeS
2 + O 2 + SiO 2 → Cu + FeSiO 3 + SO 2
Вычислите, какое количество металлической меди можно полу-
чить из 40 тонн медного колчедана, содержащего 5 % примесей,
если выход реакции составляет 90 % теоретического. 4. Вычислите, в какой железной руде содержание железа выше:
Fe
3O4, Fe 2O3, FeS 2. Какими способами можно получить чистое же-
лезо? Приведите соответствующие уравнения реакций. 5. При каких взаимодействиях может образоваться гидроксид
железа (III)?
a) Fe(OH)
2 + O 2 + H 2O →
б) FeCl
3 + KOH →
в) Fe
2O3 + H 2O →
6. Приведите уравнения химических реакций, с помощью ко-
торых можно осуществить следующие превращения:
а) FeCl
3 ← Fe → FeSO 4 → Fe(OH) 2 → Fe(OH) 3 → KFeO 2
б) Co → CoCl
2 → Co(OH) 2 → Co(OH) 3 → CoO → Co 2O3

48
7. Гидроксид кобальта (II) в отличие от гидроксида железа (II),
который легко окисляентся на воздухе, будет окислняться только при
добавлении в раствор пероксида вондорода. Напишите уравнениня
реакций окисления гидроксидов.
Работа 6. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА р-ЭЛЕМЕНТОВ
(Al, Sn, Pb)
Цель работы — ознакомление со свойствами р-элементов и их
соединений.
Теоретическая часть
Атомы р-элементов на внешнем электронном уровне имеют
следующее расположение электронов: Al[He]3 s
23p 1, Sn[Kr]5s 25p 2,
Pb[Xe]6s 26p 2.
Алюминий — мягкий, пластичный серебристо-белый металл.
На воздухе покрывается тончайшей пленкой оксида Аl
2О3, которая
защищает его от дальнейшего окисления. Алюминий, лишенный
защитной пленки, активно реагирует с водой:
2Al + 3H
2O → Al 2O3 + 3H 2↑
Алюминий растворим в соляной и разбавленной серной кислотах:
2Al + 6НС1 → 2AlС1
3 + 3Н 2↑
2Al + 3Н
2SO 4→ Аl 2(SO 4)3 + 3Н 2↑
Разбавленную азотную кислоту он восстанавливает до N
2O и
частично до
4 NH +:
8Al + 30HNO
3(pазб) → 8Al(NO 3)3 + 3N 2O↑ + 15H 2O
Концентрированная азотная кислота пассивирует алюминий,
не давая разрушаться оксидному слою. Чистый алюминий в хо-
лодной азотной кислоте не растворяется, поэтому ее обычно
транспортируют в алюмниниевой таре. Алюминий растворяется в щелочах, образуя гидроксосоли —
метаалюминаты, которые при нагревнании теряют воду:

49
2Аl + 2NaOH + 6H 2O → 2Na [Al (OH) 4] + 3Н 2↑
Na[Al(OH)
4]
T
→ NaAlO 2 + 2H 2O
Оксид и гидроксид алюминия амфотерны с преобладанием ос-
новных свойств:
Al(OH)
3 + 3HCl → AlCl 3 + 3H 2O
Al(OH)
3 + NaOH → Na[Al(OH) 4]
Соли алюминия, образованные сильными кислотами, в водных
растворах сильно гидролизованы и имеют кислую реакцию:
AlCl
3 + H 2O ⇄ Al(OH)Cl 2 + HCl
Соли слабых кислот (Al
2S3, Al 2(CO 3)3 и др.) в водных растворах
необратимо гидролизуютнся, их нельзя получить в водной среде
реакцией обмена:
Al
2(CO 3)3 + 3H 2O → 2Al(OH) 3↓ + 3CO 2↑
Алюминий является сильным восстановителем:
10Al + 6KMnO
4 + 24H 2SO 4 →
→ 5Al
2(SO 4)3 + 6MnSO 4 + 3K 2SO 4 + 24H 2O
Алюминий способен к комплексообразованию, его координаци-
онное число обычно равно 4 или 6 (тетраэдрическое и октаэдрическое
расположение лигандов): [Al(OH)
4]; [Al(OH) 6]3 ; [Al(H 2O) 6]3+.
Олово и свинец — легкоплавкие (T
пл.Sn = 232 °C, T пл.Pb = 327 °C),
мягкие металлы серебристо-белого (олова) и голубоватого (сви-
нец) цвета. Оба металла проявляют стабильные степени окисления +2 и
+4. В виде простых веществ олово и свинец химически устойчивы,
что обусловлено образнованием на их поверхности защитных пле-
нок оксидов и солей. В мягкой воде при свободном доступе CO
2 и O 2 свинец посте-
пенно растворяется вследствие образования растворимых гидро-
карбонатов свинца:
2Pb + O
2 + 2H 2O + 4CO 2 → 2Pb(HCO 3)2

50
В соляной кислоте Sn и Pb окинсляются до Sn 2+ и Pb 2+. Со свин-
цом эта реакция идет только в концентрированнной кислоте при
нагревании, так как PbCl
2 в холодной кислоте малорастворим:
Sn + 2HCl → SnCl
2 + H 2↑
Pb + 3HCl
(конц) → H[PbCl 3] + H 2↑
В разбавленной серной кислоте олово медленно растворяется,
а свинец практически не растворяется вследствие образования
пленки малорастворимой соли PbSO
4.
В концентрированной серной кислоте (70 %) при нагревании
оба металла растворяются:
Sn + 4H
2SO 4(конц) → Sn(SO 4)2 + 2SO 2↑+ 4H 2O
Pb + 3H
2SO 4(конц) → Pb(HSO 4)2 + SO 2↑+ 2H 2O
В концентрированной азотной кислоте свинец растворяется с
образованием соли — нитрата, а у олова проявляются неметалли-
ческие свойства — образуется метаоловянная кислота:
Sn + 4HNO
3(конц) → H 2SnO 3↓ + 4NO 2↑ + H 2O
Pb + 4HNO
3(конц) → Pb(NO 3)2 + 2NO 2↑ + 2H 2O
Олово и свинец с кислородом образует два тнипа оксидов SnO,
PbO и SnO
2, PbO 2. В воде оксиды почти нерастворимы, поэтому их
гидроксиды получают действием щелочей на растворы солей:
SnCl
2 + 2NaOH → 2NaCl + Sn(OH) 2↓
PbSO
4 + 2NaOH →2NaNO 3 + Pb(OH) 2↓
Sn(SO
4)2 + 4NaOH → 2Na 2SO 4 + Sn(OH) 4↓
В избытке раствора щелочи осадки гидроксидов растворяются
вследствие их амфотерности:
Sn(OH)
2 + 2NaOH → Na 2[Sn(OH) 4] тетрагидроксостаннат (II) натрия
Pb(OH) 2 + 2NaOH → Na 2[Pb(OH) 4]
тетрагидроксоплюмбат (II) натрия
Sn(OH) 4 + 2NaOH → Na 2[Sn(OH) 6]
гексагидроксостаннат (IV) натрия

51
Помимо желтого монооксида PbO и темно-коричневого диок-
сида PbO
2 свинец образует также ярко-красный нPb 3O4 (сурик), ко-
торый можно рассматринвать как свинцовую соль ортосвинцовой
кислоты
II IV
24 Pb Pb O .
Соли Sn (II) проявляют восстановительные свойства:
SnCl
2 + 2FeCl 3 → SnCl 4 + 2FeCl 2
SnCl 2 + 2FeCl 3 + 2HCl → H 2[SnCl 6] + 2FeCl 2
Свинец (IV) является сильным окислителем:
2KI + PbO
2 + 2H 2SO 4 → I 2 + PbSO 4 + K 2SO 4 + 2H 2O
В водных растворах соли олова и свинца подвергаются гидро-
лизу по 1-й ступени с образованием основных солей:
SnCl
2 + H 2O ⇄ Sn(OH)Cl↓ + HCl
Pb(NO
3)2 + H 2O ⇄ Pb(OH)NO 3↓ + HNO 3
Практическая часть
О п ы т 1. Взаимодействие алюминия с кислотами
Поместите в две пробирки стержни из алюминия, в одну пробир-
ку добавьте раствор соляной кислоты HCl, в другую — раствор сер-
ной кислоты H
2SО 4 (примерно 1/4 объема пробирки). Реакция начи-
нается не сразу, так как сначала разрушается оксидная пленка и
только после этого наблюдается выделение водорода. Напишите
уравнения реакций. Также напишите реакцию взаимодействия алю-
миния с разбавленной азотной кислотой. Объясните, будет ли раство-
ряться алюминий в концентрированных НNО
3 и H 2SO 4 кислотах?
О п ы т 2. Взаимодействие алюминия со щелочами
Поместите в пробирку стержень из алюминия, добавьте рас-
твор гидроксида натрия NaOH. Сначала реакция задерживается из-
за растворения оксидной пленки, а затем протекает бурно с выде-
лением водорода и образованием алюмината натрия. Напишите
уравнение реакции. О п ы т 3. Взаимодействие алюминия с солями меди (II)
Поместите в три пробирки стержни из алюминия, в первую про-
бирку прилейте раствор CuCl
2, во вторую — CuSO 4, в третью —

52
Cu(NO 3)2. В первых двух случаях алюминий будет вытеснять медь
из раствора, а из раствора нитрата медь выделяться не будет. Объ-
ясните происходящие процессы. Отметьте цвет выделяющейся меди
и напишите уравнения реакций.
О п ы т 4. Получение гидроксида алюминия и изучение его
свойств В две ячейки капельного планшета последовательно внесите по
одной капле раствора соли алюминия, к каждой капле добавьте по
одной капле раствора NaOH. Обратите внимание на выпадение
осадка и его характер. Далее в первую ячейку добавьте две капли
раствора кислоты; во вторую — еще две капли раствора щелочи.
Что происходит с осадками? Напишите уравнения реакций, ука-
жите химический характер гидроксида алюминия. В виде каких
ионов существует алюминий в водных растворах при рН < 7 и
рН > 7? К полученному раствору алюмината натрия добавьте несколь-
ко кристалликов хлорида аммония NH
4Cl. Обратите внимание на
выпадение осадка. Напишите уравнение реакции.
О п ы т 5. Получение гидроксида олова (II) и изучение его
свойств В две ячейки капельного планшета последовательно внесите по
одной капле раствора соли олова, кн каждой капле добавьте по од-
ной капле раствора NaOH. Обратите внимание на выпадение осад-
ка и его характер. Далее в первую ячейку добавьнте две капли рас-
твора кислоты; во вторую — еще две капли раствора щелочи. Что
происходит с осадками? Напишите уравнения реакций, укажите
химический характер гидроксида олова (II).
О п ы т 6. Получение и свойства гидроксида свинца (II)
В две ячейки капельного планшета последовательно внесите по
одной капле раствора ацетата свинца Pb(CH
3COO) 2, к каждой кап-
ле добавьте по одной капле раствора NaOH. Обратите внимание на
выпадение осадка. Далее в первую ячейку добавьнте две капли рас-
твора уксусной кислоты; во вторую — еще две капли раствора ще-
лочи. Что происходит с оснадками? Напишите уравнения реакций,
укажите химический характер гидроксида свинца.
Объясните, почему нужно добавлять именно уксусную кисло-
ту, а не серную. Что произойдет с осадком Pb(OH)
2, если добавить
H
2SO 4?

53
О п ы т 7. Характерная реакция на ион Pb 2+
В ячейку капельного планшета внесите одну каплю раствора
Pb(CH
3COO) 2 и добавьте одну каплю раствора иодида калия KI.
Выпадает осадок желтого цвета. Напишите уравнение реакции.
Что происходит с осадком PbI
2 при нагревании и последующем
охлаждении раствора?
Вопросы для подготовщки и защиты лабораторной работы 1. Объясните различное действие избытка гидроксида аммония
и гидроксида натрия на раствор сульфата алюминия. Напишите
уравнения реакций. 2. Чем объясняется тот факт, что алюминий не вытесняет водо-
род из воды, но легко вытесняет его из раствора щелочи?
3. В растворе находятся ионы Sn
2+ и Pb 2+. Как их можно разде-
лить? Составьте уравнения реакций. 4. С помощью каких реакций можно оснуществить следующие
превращения: а) Al → K[Al(OH)
4] → Al(OH) 3 →AlCl 3 → NaAlO 2 →
Na[Al(OH)
4];
б) Pb → PbS → PbSO
4 → Pb(OH) 2 → Na 2[Pb(OH) 4].
5. Какую массу раствора гидрокнсида натрия (массовая доля
20 %) нужно добавить к раствору хлорида оловна (II), содержащего
9,48 г SnCl
2, чтобы полностью растнворить первоначально выпав-
ший осадок? 6. В каких реактивах и при каких условиях можно растворить
сплав алюминия и олова? Напишите уравнения реакций.
7. При взаимодействии сурика
II IV
24 Pb Pb O с избытком азотной
кислоты образуется твердый оксид свинца (IV) в количестве
0,05 моль, а катионы свинца (II) переходят в раствор. Определите
количество молей и массу свинца (II) в растворе. н

54

Модуль 2. ОБЩИЕ ЗАКОНОМЕРНЗОСТИ
ПРОТЕКАНИЯ ХИМИЧЕСКИХЗ ПРОЦЕССОВ
Работа 7. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
В ГОМОГЕННЫХ И ГЕТЕРОГЕННЫХ СИСТЕМАХ
Цель работы — ознакомление с понятием химического равно-
весия в гомогенных реакциях и изучение факторов, влияющих на
состояние динамического равновесия.
Теоретическая часть
Химическое равновесие устанавливается в реагирующей си-
стеме, между компонентами которой осуществляется обратимая
реакция, протекающая как в прямом (от реагентов к продуктам),
так и в обратном направнлениях (от продуктов к реагентам). Вслед-
ствие химической обратимости реакции до конца не идут, и с те-
чением времени скорость прямой реакции уменьшается, а обрат-
ной — увеличивается. Когда обе скорости станут равными,
система придет в состояние химического равновесия — концен-
трации реагирующих веществ становятся вполне определенными и
постоянными при условии, что давление и температура в системе
остаются неизменными. Истинное химическое равновесие характеризуется:
• термодинамической устойчивостью, т. е. способностью со-
хранять неизменный состав системы при отсутствии внешних воз-
действий; • возможностью установления равновесия как со стороны реа-
гентов, так и со стороны продуктов реакции;

55
• подвижностью, т. е. способностью переходить в новое состо-
яние равновесия при внешнем воздействии или возвращаться в
исходное состояние при прекращении воздействия в соответствии
с принципом Ле Шателье — Брауна: е сли на систему, находящую-
ся в равновесии, оказывать внешнее воздействие, то в системе
происходит смещение равновесия в направлении процесса, ослаб-
ляющего оказываемое воздействие; • динамическим характером, т. е. обратимым равновесным про-
теканием процесса как в прямом, так и в обратном направлениях. Равновесие в обратимых химическихн реакциях описывается за-
коном действующих масс: отношение произведения равновесных
концентраций (или парциальных давлений) продуктлов реакции,
взятых в степенях их стехиометрических коэффициентов, к про-
изведению равновесных концентраций (или парциальных давлений)
исходных веществ, взятых в степенях их стехиометрических ко-
эффициентов, есть величина постоянная (при постоянной темпе-
ратуре реакции Т = const). Эту постоянную величину называют
константой равновесия K.
Для обратимой гомогенной реакции
ν
AA + ν BB ⇄ ν DD + ν FF,
в которой все реагенты подчиняются законам идеальных газов,
константа равновесия может быть выражена в виде отношения
равновесных молярных концентрацийн реагирующих веществ ( K
C),
равновесных парциальных давлений ( K
p) или равновесных моляр-
ных долей ( K
X):

DF
AB [D] ;
[A] [F]
[B] CK
νν
νν
=
DF
ABDF
AB ; p pp
K
pp νν
νν
= DF
ABDF
AB . X XX
K
XX νν
νν
=
Между константами K
C, K p и K X можно установить связь, ис-
пользуя уравнение Менделеева — Клапейрона (
pV = nRT ) и закон
Дальтона (p
i = X ip0, где p i — парциальное давление i-го газа, p 0 —
общее давление в системе, X
i — молярная доля i-го газа):
K
p = K C(RT) Δν; K p = K Х (p0)Δν,
где Δν
газ = (ν D + νF ) – (ν A + ν B).

56
Константы равновесия K p, K C и K Х вычисляют через равновес-
ные составы реагирующей смеси, они равны, если Δν = 0, и могут
быть размерными, если Δν ≠ 0. Термодинамическая константа равновесия K
0 безразмерна и
может быть вычислена по стандартной энергии Гиббса:

00 0 0 298 298 ln . rT r rGHTS RTK
Δ=Δ −Δ =−
Константы K
р и K С для идеальной газовой смеси зависят только
от температуры, константа K
Х зависит от температуры и давления.
Практическая часть
О п ы т 1. Влияние концентрации веществ на смещение хи-
мического равновесия В данном опыте влияние концентрации реагирующих веществ
на смещение химического равновесия в гомогенной системе изу-
чается на примере реакции между трихлоридом железа FeCl
3 и
изотиоцианатом (роданидом) аммония NH
4NCS:
FeCl
3 + 3NH 4NCS ⇄ Fe(NCS) 3 + 3NH 4Cl
Продукт реакции изотиоцианат (роданид) железа Fe(NCS)
3
придает раствору красную окраску. По изменению интенсивности
окраски судят об изменении концентрации Fe(NCS)
3 и тем самым
о направлении смещения равновесия в системе. В четыре ячейки капельного планшета внесите по одной капле
разбавленного раствора FeCl
3, в каждую каплю добавьте по одной
капле разбавленного раствора NH
4NCS. Отметьте цвет образовав-
шегося раствора. К полученным растворам последовательно добавьте: в первую
ячейку — одну каплю концентрированного раствора NH
4NCS; во
вторую — одну каплю концентрированного раствора FeCl
3; в тре-
тью — несколько кристаллов хлорида аммония NH
4Cl; четвертая
ячейка остается в качестве эталона для сравнения окраски раство-
ров. Исходные данные и выводы внесите в табл. 7.1. Напишите выражение константы равновесия K
С. Изменяется ли
значение константы равновесия K
С при изменении концентрации
реагирующих веществ или остается постоянной?

57
Таблица 7.1
Результаты опыта
Наблюдения Изменение концентрации Выводы
Добавля-
емое
вещество Изменение
окраски рас- твора FeCl
3 NH 4NCS Fe(NCS) 3 NH 4ClСмещение
равновесия
(вправо, влево)
Эталон Красная Установившееся равновесие ⇄
FeCl 3

NH 4NCS

NH 4Cl


Объясните, согласуются ли полученные результаты с принци-
пом Ле Шателье — Брауна и законом действующих масс.
О п ы т 2. Влияние кислотности среды на положение хими-
ческого равновесия
Изучение влияния кислотности среды на положение химиче-
ского равновесия проводится на примере взаимного превращения
хромат- и дихромат-ионов:

2
4
желтый 2CrO + H 2O ⇄ 2
27
оранжевый Cr O + 2OH –, pH < 7;

2
27
оранжевый Cr O + H 2O ⇄ 2
4
желтый 2CrO + 2H +, pH > 7.
Равновесие, устанавливающееся в водных растворах хроматов
и дихроматов, может быть нарушено изменением рН среды при
введении кислоты или основания. В две ячейки капельного планшета последовательно внесите по
одной капле растворов хромата и дихромата калия. К капле хрома-
та калия добавьте каплю раствора серной кислноты, а к капле ди-
хромата калия добавьте каплю раствора щелочи. Отметьте изме-
нение окраски раствора. Снова измените рН среды, добавив к первой капле несколько
капель щелочи до изменения окраски, ко второй — несколько ка-
пель раствора серной кислоты до измненения окраски. Отметьте
произошедшие изменения в окраске растворов. Наблюдения и выводы внесите в табл. 7.2. Укажите, в каких
средах устойчивы хромат-, а в каких —н дихромат-ионы.

58 Таблица 7.2
Результаты опыта
Исходный раствор Добавляе-мое
вещество Измене-
ние
окраски Уравнение реакции
в ионно-молекуляр-
ной форме Смещение
положения
равновесия
CrO
4 2– ⇄
⇄ Cr
2O72–
Состав
Окрас-
ка
K2CrO 4 Кислота
K2Cr2O7 Щелочь


О п ы т 3. Влияние температуры на смещение равновесия
Изучение влияния температуры на смещение равновесия про-
водится на процессе образования соединения включения (или кла-
тратного соединения) между крахмалом, состав которого можно
выразить формулой (C
6H10O5)n, и йодом I 2 по обратимой реакции
(C
6H10O5)n + m I 2 ⇄ 6105
синий (С H O ) n· mI 2.
В пробирку налейте 2–3 мл водного раствора йода. Добавьте
1–2 капли раствора крахмала или опустите индикаторную бумаж-
ку, пропитанную крахмальным клейстером. Отметьте происходя-
щие изменения.
Содержимое пробирки тщательно перемешайте интенсивным
встряхиванием или стеклянной палочкой и нагрейте в пламени га-
зовой горелки или спиртовки, не доводя его до кипения. Отметьте
произошедшие изменения в сравнении с контрольным образцом. Охладите нагретую пробирку сначала на воздухе, а затем под
струей холодной водопроводной водын. Отметьте произошедшие
изменения в сравнении с контрольным образцом. Наблюдения и выводы внесите в табл. 7.3.
Объясните причину изменения окраски раствора при нагрева-
нии и охлаждении. Какая из особенностей химического равннове-
сия при этом проявляется? Укажите, с каким тепловым эффектонм
Δ
rH0 протекает прямая и обратная реакции.

59
Таблица 7.3
Результаты опыта
Образец Окраска
раствора Смещение
равновесия Знак Δ
rH0
реакций
прямой обратной
Эталон

После нагревания

После охлаждения
Вопросы для подготовщки и защиты лабораторной работы
1. В гомогенных химических снистемах установилось состояние
равновесия при постоянных параметнрах p, V, T:
а) N
2 + 3H 2 ⇄ 2NH 3
б) 2CO + O
2 ⇄ 2CO 2
На основании закона действующих масс напишите выражение
константы равновесия K
C для этих реакций.
2. В гетерогенных химическихн системах установилось состоя-
ние равновесия при постоянных парамнетрах p, V, T:
а) TiO
2(т) + 2C (г) + 2Cl 2(г) ⇄ TiCl 4(г) + 2CO (г)
б) CS
2(г) + 2Cl 2(г)  CCl 4(г) + 2S (т)
в) 2NO (г) + 2S (т) ⇄ N 2(г) + 2SO 2(г)
Напишите выражение константы равновесия K
р для этих реакций.
3. Выразите константу равновесия K
Са реакции а) через кон-
станты равновесия K
Сб и K Св реакций б) и в):
а) 2C
(т) + O 2(г) + 2Cl 2(г) ⇄ 2CCl 2O(г)
б) 2C
(т) + O 2(г) ⇄ 2CO (г)
в) CО (г) +Cl 2(г) ⇄ CCl 2O(г)
4. В реактор объемом 10 л для проведения реакции 2SO 2 + O 2 
 2SO
3 введены 2 моль SO 2 и 1,5 л O 2. К моменту наступления
равновесия концентрация SO
2 уменьшилась на 1,5 моль. Опреде-
лите константу равновесия K
С.
5. Предложите оптимальное изменение температуры и давле-
ния для увеличения выхода продуктов в гомогенных реакциях:
а) H
2 + Br 2 ⇄ 2HBr, ∆ rH0 < 0;
б) SO
3 + NO  SO 2 + NO 2, ∆ rH0 > 0;

60
в) CO 2 + 2SO 3 ⇄ CS 2 + 4O 2, ∆ rH0 > 0.
6. При синтезе фосгена COCl
2 по реакции CO + Cl 2 ⇄ COCl 2
в системе установилось равновесие при следующих концентрациях
(моль/л): [CO] = 0,15; [Cl
2] = 0,2; [COCl 2] = 0,25. Рассчитайте кон-
станту равновесия K
С реакции и исходные концентрации CO и Cl 2,
приняв, что исходная смесь содержала 0,05 моль COCl
2.
7. Многие металлы можно получить восстановлением его ок-
сида водородом, например медьн по реакции CuO
(т) + H 2(г) ⇄ Cu (т) +
+ H
2O(г). Установлено, что при некоторой темпернатуре в гетеро-
генной системе наступило равновесие при концентрации каждого
газообразного вещества 0,8 моль/л. В систему вводят дополни-
тельно 2 моль водорода, что приводит кн нарушению равновесия.
Определите новые значения равновесных концентраций веществ.
Работа 8. КИНЕТИКА ГОМОГЕННЫХ И ГЕТЕРОГЕННЫХ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
Цель работы — изучение влияния различных факторов (кон-
центрации, температуры, катализатора, поверхности раздела фаз)
на скорость химической реакции, протекающей в однородной или
неоднородной средах.
Теоретическая часть
Гомогенными называют реакции, протекающие в однородной
среде (в смеси газов или растворе). Под скоростью реакции понимают изменение концентрации
реагирующих веществ или продуктов реакции в единицу времени
при условии постоянства объема реагирующей системы. Скорость реакции определняют по отдельному компоненту, раз-
личают скорость среднюю
/ rCt=±Δ Δ и истинную (или мгно-
венную)
.
C
r
t


∂ Поскольку скорость рнеакции — положительная
величина, в выражении используют знак плюс, если скорость
определяется по продукту реакции, и знак минус, еснли скорость
определяется по реагенту.

61
Единицы измерения скорости реакции могут быть следую-
щими: [моль/(л·с)]; [моль/(л·мин)]; [кмоль/(м 3·ч)] и т. п.
Скорость реакции зависит от природы реагентов, их концен-
трации, температуры системы, наличия катализатора и других
факторов.
Зависимость скорости релакции от концентрации выражается
основным законом химической кинетики — законом действующих
масс: скорость реакции при постоянной температуре пропорцио-
нальна произведению концентраций реагирующих веществ, возве-
денных в некоторые степени. Для обратимой гомогенной реакции
ν
AA + ν BB  ν DD + ν FF
скорость реакции по компоненту А можно выразить уравнением

A AB , nm dC
rkCC
dt
= =
в котором С
А и С В — текущие концентрации компоннентов А и В,
показатели степени при концентрациях n и m — частные порядки
реакции по данным реагентам, коэффициент пропорцниональности
k — константа скорости реакции. Общий порядок реакции p определяют как алгебраическую сумму
показателей степеней при концентрациях реагентов:
p = n + m.
Константа скорости химической реакции k численно равна
скорости при концентранциях реагирующих веществ равных еди-
нице. Единицы измерения константы скорости химической рнеак-
ции k зависят от общего порядка реанкции:
[ k] = [ t]
–1· [ C ] 1 – p .
Для элементарной реакции, осуществляемой в одну стадию,
частные порядки реакции численно равны стехиометрическим ко-
эффициентам в уравнении реакции, например:
2H
2 + O 2 ⇄ 2H 2O

222
HO .
rkCC =

62
Частные порядки реакции определяют опытным путем.
По методу Вант-Гоффа для определения порядка реакции по
веществу A проводят несколько экспериментов при разных
начальных концентрациях вещества A и постоянной начальной
концентрации вещества B. Если измерены скорости реакции r
A по
компоненту А при различных начальных концентрациях C
A, то в
координатах (lg
rА; lg CA) получим прямую линию, тнангенс угла
наклона которой равен порядку реакции по веществу A. Анало-
гично определяется порядок реакции по компонентну B. Графическое определение порядка реакции можно заменить
расчетным, если известны начальные скорости при двух началь-
ных концентрациях вещества:
r
A,1 = A1 A 1 A2 A 2 ;
)).
((nn rkС rkС ==
′′
Возьмем отношение этих скоростей и прнологарифмируем его:

A1 A1
A2 A2 ln ln ,rC
n
rC
⎛⎞ ⎛ ⎞
=
⎜⎟ ⎜ ⎟
⎝⎠ ⎝ ⎠
откуда

( )
()
A1 A2
A1 A2 ln .
ln /
/
rr
n
CC
=
(8.1)
Зависимость скорости релакции от температуры устанавли-
вает эмпирическое правило Вант-Гоффа — при повышении темпе-
ратуры на 10° скорость реакции увеличивается в 24 раза.
Коэффициент

10 10 TT TTrkrk++ γ= = (8.2)
называют температурным коэффициентом скорости реакции .
Правило Вант-Гоффа является приближенным. Более точную
зависимость константы скорости реакции от темнпературы опреде-
ляет уравнение Аррениуса:

63
акт
0 exp , E
kk RT
⎛⎞
=− ⎜⎟
⎝⎠
где k
0 — предэкспоненциальный множитель, мало зависящий от
температуры; E
акт — энергия активации; R — универсальная газовая
постоянная (R = 8,314 Дж/(моль·K); T — абсолютная температура.
Уравнение Аррениуса часто представляют в логарифмической
форме:

акт
0 ln ln , E
kk
RT
=
удобной для графического определения энергии активации. Зная
константу скорости прни нескольких температурах, по тнангенсу уг-
ла наклона прямой в координатах (lnн
k; 1/T) определяют энергию
активации:

акт tg . E
R
α=−
Энергию активации можно также оценить расчетным путем,
используя уравнение Аррениуса для двух значений температур,
для которых известны константы скорости. Тогда для каждой температуры можем записать:

акт
10
1
акт
20
2 ln ln ;
ln ln .E
kk RT
E
kk
RT
=
=

Вычитая из второго уравнения первое, находим

акт акт
2 1 0 0
21 ln ln ln ln .EE
kk k k RTR T
⎛⎞⎛⎞
−= − − − ⎜⎟⎜⎟
⎝⎠⎝⎠
После упрощения
акт 2 1
2
121 (
ln . ) E TT
k
kRTT
=

64
Из этого выражения получаем уравнение для расчета энергии ак-
тивации, кДж/моль:

() 2 1 2 1
акт
21 /ln
.
RT T k k
E
TT
=
(8.3)
Энергия активации представляет собой дополнительную энер-
гию, необходимую для тогно, чтобы реагирующие частицы могли
вступить в химическую реакцию. Ее значение определяется свой-
ствами реагирующих частиц и их энергетичнеским состоянием.
Реакции, протекающие в неоднородной среде (смеси жидких и
твердых веществ или газообразных и твердых веществ) на границе
раздела фаз, называют гетерогенными.
Скорость гетерогенной химической релакции определяется из-
менением поверхностной концентранции одного из веществ (газа
или жидкости), участвующих в реакции, C
S в единицу времени:

.S dC
r
dt


В кинетическое уравнение гетерогенной реакции не входят
концентрации веществ, находящихся в твердом состоянии:
FeO
(т) + H 2(г) ⇄ Fe (т) + H 2O(г)

2 пр пр H ;
rkС = 2 обр обр H O .
rkС =
Определять поверхностную концентрацию вещества довольно
сложно, поэтому обычно в расчетах используют объемные кон-
центрации газа или жидкости. На скорость гетерогенной реакции влияет площадь поверхности
раздела фаз: чем больше поверхность твердого вещества, определя-
емая степенью его измельчения, тем выше скорость реакции.
Практическая часть
В данной работе изучаетсня влияние концентрации и темпера-
туры на скорость взаимодействия растворов серноватистокислого
натрия (тиосульфата) и серной кислоты:
Na
2S2O3 + H 2SO 4 → S↓ + SO 2
↑+ H 2O + Na 2SO 4

65
Реакция сопровождается выделением коллоидной серы, что про-
является в помутнении раствора. В начале опыта под стакан с рас-
твором H
2SO 4 подкладывают лист линованной бумаги. Линии четко
просматриваются через прозрачный раствор. После добавления рас-
твора Na
2S2O3 в результате выделения серы раствор станет мутным
и линии на бумаге будут невидимы. Момент исчезновения из поля
зрения линий на бумаге соответствует выделению определенного
количества серы. Так как степень мутности зависит от толщины
слоя раствора, все опыты следует проводить в одном и том же ста-
кане, чтобы толщина слоя была одинаковой во всех экспериментах.
Началом реакции считается момент смешения растворов, условным
моментом окончания реакции — выделение одного и того же коли-
чества серы. Время, необходимое для выделения данного количе-
ства серы, обратно пропорционально средней скорости реакции.
О п ы т 1. Зависимость скорости реакции от температуры
Налейте в стакан, предназначенный для H
2SO 4, 20 мл 0,5 %-
ного раствора кислоты. В другой стакан, предназначенный для
Na
2S2O3, налейте 20 мл 0,5 %-ного раствора тиосульфата натрия.
Общий объем раствора 40 мл. Измерьте температуру раствора
Na
2S2O3, предварительно ополоснув термометр. В третий стакан
одновременно вылейте растворы Na
2S2O3 и H 2SO 4 и отсчитайте
время с момента смешивания растворов до появления определен-
ной мутности раствора.
Повторите эксперимент, нагрев исходные растворы на 10 ° вы-
ше температуры первого эксперимента. Для этого оба стаканчика с
растворами поместите одновременно на крышку горячей водяной
бани или электроплитки. В стаканчике с Na
2S2O3 периодически
измеряйте температуру (не оставляя термометр в стакане). По до-
стижении требуемой температуры быстро смешайте растворы и
отметьте по часам условную продолжительность реакции.
Повторите эксперимент, повысив температуру обоих растворов
на 20 °С выше начальной. Результаты запишите в табл. 8.1. Постройте график зависимости скорости реакции r от темпера-
туры t.
Рассчитайте температурный коэффициент Вант-Гоффа γ по
уравнению (8.2). Оцените энергию активации реакции по уравнению (8.3).
Сделайте вывод о влиянии температуры на скороснть реакции.

66 Таблица 8.1
Экспериментальные данные

п/п t,
°С Объем растворов,
мл Время
реак-
ции τ, c Условная
скорость
реакции r =100/τ

Темпера- турный
коэффи- циент γ Энергия
активации,
Е
акт,
кДж/моль H2SO 4 Na 2S2O3
1 t 20 20
2 t + 10 20 20
3 t + 20 20 20

О п ы т 2. Зависимость скорости химической реакции от
концентрации реагирующих веществ при постоянной темпе-
ратуре Налейте в стакан, предназначенный для H
2SO 4, 10 мл 0,5 %-
ного раствора кислоты. В другой стакан, предназначенный для
Na
2S2O3, налейте 10 мл раствора тиосульфата натрия и 20 мл ди-
стиллированной воды. Общий объем растнвора 40 мл. Третий ста-
кан используйте как реакционный сосуд, в который одновременно
вылейте растворы Na
2S2O3 и H 2SO 4 и отсчитайте время с момента
смешивания до появления определенной мутности раствора;
Дважды повторите опыт, увеличивая объем Na
2S2O3 сначала до
20 мл, затем до 30 мл, соответственно уменьшая объем воды, при
этом общий объем раствора остается равным 40 мл. Данные зане-
сите в табл. 8.2.
Таблица 8.2
Экспериментальные данные
№ п/п Объем растворов, мл Концентра-
ция Na 2S2O3,
моль/л Время
реакции τ, c Условная скорость
реакции r =100/τ H2SO 4 Na 2S2O3 H 2O
1 10 10 20 0,016
2 10 20 10 0,032
3 10 30 0 0,048

Постройте график зависимости скорости реакцини r от концен-
трации Na
2S2O3.

67
Определите порядок реакции по тиосульфату натрия (метод
Вант-Гоффа), используя уравнение (8.1) и кинетическое уравнение
скорости. Сделайте вывод о влиянии концентрации реагирующих ве-
ществ на скорость реакции.
О п ы т 3. Твердофазная реакция нитрата свинца и иодида
калия В сухой ступке осторожно смешайте несколько кринсталлов нитра-
та свинца Pb(NO
3)2 и йодида калия KI. Отметьте, прноисходит ли изме-
нение окраски. Затем энергично разотрите кристаллы пестиконм, за-
пишите наблюдения. Из капельницы добавьте к смеси несколько
капель воды. Объясните различия в сконрости появления окраски.
Напишите уравнение происходящей реакнции. Сделайте вывод о влия-
нии поверхности раздела фаз и добавленния воды на скорость реакции.
Вопросы для подготовки и защиты лабораторной работы 1. Каков физико-химический смысл константы скорости реак-
ции? Какие факторы влияют на константу скорости реакции? Ка-
кую размерность имеет константа скорости длян реакции: а) 1-го
порядка; б) 2-го порядка.н 2. Напишите кинетические уравнения для реакций, рассматри-
вая их как элементарные: а) NO
2 + NO 2 → N 2O4
б) N 2O5 → N 2O4 + 0,5O 2
в) 2NO + O 2 → 2NO 2
3. При начальных концентрациях реагентов
1AC = 2,3 ×
×10
3 моль/л и 1BC = 1,1·10 3 моль/л скорость элементарной пря-
мой газофазной реакции A + B → 2C составляет r
1 =
= 2,5·10 3 моль/(л·с). Какова будет начальная скорость этой реак-
ции r
2 при других начальных концентрациях 2AC = 1,9·10 3
и
2BC = 10 2 моль/л?
4. Вычислите, при какой температуре реакция закончится за
5 мин, если при 20 °С на это требуется 24 мин. Температурный
коэффициент скорости реакции равен 3.

68
5. Константа скорости реакции при 600 К равна 7,5, а при
650 K — 450. Вычислите энергию активации и константу скорости
при 700 K. 6. Сероводород является токсичным веществом (предельно до-
пустимая концентрация (ПДК) сероводорода в атмосферном воз-
духе составляет 10 мг/м
3). Для удаления сероводорода из промыш-
ленных сточных вод используется реакция его окисления:
2H
2S + O 2 → 2S↓ + 2H 2O.
Реакция подчиняется уравнению второго порядка. Рассчитайте
начальную скорость реакции, если концентрации реагентов состав-
ляют 10
5 моль/л, а константа скорости реакции ранвна 10 4 моль 1·л·с 1.
7. Напишите кинетическое уравнение химической реакции
A + B + C → D + F
если известно, что при увеличении начальной концентрации веще-
ства A в 2 раза начальная скорость реакции увеличивается в 4 раза,
при увеличении начальной концентрации вещества B в 2 раза
начальная скорость реакции увеличивнается в 2,83 раза, при увели-
чении начальной концентрации вещества C скорость реакции не
изменяется.
Работа 9. КАТАЛИТИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ
Цель работы — ознакомление с явлением катализа и изучение
основных особенностей каталитических реакций.
Теоретическая часть
Катализом называют явление изменения скорости термодина-
мически возможной химической реакции под влиянием катализа-
торов — веществ, участвующих в реакцини, но остающихся в неиз-
менном составе и количестве после ее завершения .
Все каталитические процессы подразделяют на две группы:
гомогенные и гетерогенные. К гомогенным относятся процессы, в
которых реагирующие вещнества и катализатор находятся в одной
фазе и образуют гомогенную систему.

69
Гомогенный катализ можно разделить на кислотно-основной,
окислительно-восстановительный, координационный, газофазный
и ферментативный. Примером газофазного кнатализа является окисление SO
2 кис-
лородом в присутствии кнатализатора NO
2:
2SO
2 + O 2 2 кат NO
→ 2SO 3
Окислительно-восстановительные реакции, в которых участ-
вуют несколько окислитнельных форм, часто протеканют по меха-
низму автокаталитических . Катализатором в таких реакцинях яв-
ляется один из ее продуктов. В качестве примера автокаталитической реакции можно рас-
смотреть окисление щавелевой кислоты перманганатом калия:
2KMnO
4 + 5H 2C2O4 + 3H 2SO 4 →2MnSO 4 + K 2SO 4 + 10CO 2 + 8H 2O
или в ионной форме

4 2MnO + 5H 2C2O4 + 6H + → 2Mn 2+ + 10CO 2 + 8H 2O
Реакция является многостадийной, одна из промежуточных
стадий — образование иона Mn
3+:

4 MnO + 4Mn 2+ + 8H + → 5Mn 3+ + 4H 2O
который окисляет щавелевую кислоту H
2C2O4.
Стадия окисления H
2C2O4 ионом Mn 3+ является лимитирующей
для реакции в целом:
H
2C2O4 + 2Mn 3+ → 2Mn 2+ + 2CO 2 + 2H +
Введение в реакционную смесь дополнительного количества
иона Mn
2+ приводит к увеличению концентрации иона Mn 3+ и тем
самым ускоряет реакцию.
В гетерогенных процессах катализатор представляет собой
самостоятельную фазу, граничащую с фазой реагентов. В этом
случае каталитическая реакция протекает на поверхности раздела
фаз: газ — твердое тело, жидкость — твердое тело, жидкость —
газ. Наибольшее практическое значение имеют каталитические
реакции, в которых катализатор находится в твердой фазе, а реа-
генты — в жидкой или газообразной.

70
Примером гетерогенного каталитического процесса является
окисление оксида серы (IV) кислородом в присутснтвии твердого
оксида ванадия (V):
2SO
2 + O 2 25 кат V O
→ 2SO 3
Переходные металлы (Pt, Fe, V, Mn, Ni и др.) и их соединения
обладают хорошими каталитическими свойствами, что объясняет-
ся недостроенностью их электронных d-оболочек.
Можно выделить следующие общие закономерности каталити-
ческих реакций.
Катализатор не влияет на положение термодинамического рав-
новесия. Он в одинаковой степени изменяет константы скорости
прямой и обратной реакций и толькон ускоряет наступление равно-
весия. Катализатор не входит ни в состав исходных веществ, ни в
продукты реакции, поэтому он не оказывает влияние на изменение
энергии Гиббса реакции ∆
rG0, являющейся функцией состояния.
Следовательно, катализатор не может вызвать протекание реак-
ций, которые в данных условиях термодинамнически невозможны
(∆
rG0 > 0), а может увеличить скорость реакции лишь в том случае,
если ∆
rG0 < 0.
Действие катализатора заключается в том, что он образует сн
реагирующими веществами промежуточный комплекс, который
затем разрушается с образованием продуктов реакции, а сам ката-
лизатор освобождается и переходит в исходное состояние. Основной причиной увеличения скорости в каталитической ре-
акции является значительное уменьшение энергии активации ре-
акции Е
акт.
Скорость каталитической реакции, как правило, пропорцио-
нальна концентрации катализатора (гомогенный катализ) или
площади поверхности катализатора (гетерогенный катализ).
Например, пероксид водорода в водном растворне медленно разла-
гается на воду и кислород по уравнению:
Н
2О2 → Н 2О + 1/2 О2
Энергия активации этой реакции составляет 75,6 кДж/моль. В
присутствии ионов трехвалентного железа Fe
3+ энергия активации
уменьшается до 54,6 кДж/моль. Наименьшее значение энергии ак-

71
тивации соответствует каталитическому разложению в присутствии
биологического катализатора фермента каталазы — 20 кДж/моль.
В его присутствии скорость реакции увеличивается приблизительно
в 10
8 раз по сравнению с некаталитической реакцией.
Катализаторы по своему действию селективны, т. е. избира-
тельны. Катализатор увеличивает скорость преимущественно од-
ной из возможных реакцийн, не оказывая заметного влияния на
скорость других реакций.
Практическая часть
О п ы т 1. Гомогенная каталитическая реакция восстанов-
ления ионов железа (III) В данном опыте в качестве примера гомогенного катализа рас-
сматривается реакция восстановления ионов Fe
3+ ионами 2
23 SO :
2Fe(NCS)
3 + 2Na 2S2O3 → Na 2S4O6 + 2Fe(NCS) 2 + 2NaNCS
скорость которой резнко увеличивается в присутствии ионов Cu
2+.
Водные растворы Fe(NCS)
3 имеют кроваво-краснуюн окраску.
Реакция образования Fe(NCS)
3 используется в аналитической
практике для обнаружения ионов Fe 3+. По времени исчезновения
окраски раствора при добавлении Na
2S2O3 судят о скорости проте-
кания реакции. Приготовьте раствор Fe(NCS)
3, смешав в колбочке 5 мл 0,1 М
раствора хлорида железа FeCl
3 и 1 мл 0,1 М раствора роданида
аммония NH
4NCS.
Пипеткой отберите 1 мл приготовленного раствора в другую
пробирку. В третью пробирку налейте 1 мл 0,1 М раствора тиосульфата
натрия Na
2S2O3.
Содержимое обеих пробирок объедините, для чего раствор
Na
2S2O3 быстро перелейте в пробирку с растворомн Fe(NCS) 3,
включив при этом секундомер. Наблюдайте за происходящими
изменениями. Отметьте по секундомеру время до полного обесцнвечивания
раствора, которое условно можно считать временем протекания
реакции.

72
Проведите аналогичный эксперимент (операции по нпп. 2 − 5),
добавив в пробирку с раствором Fe(NCS)
3 одну каплю 0,05 М рас-
твора CuSO
4.
Повторите опыт с тремян каплями 0,05 М раствора CuSO
4.
Результаты опыта внесите в табл. 9.1.
Сделайте вывод о влиянии на скорость реакции восстановле-
ния Fe
3+ присутствия и концентранции ионов Cu 2 +.

Таблица 9.1
Экспериментальные данные
Число капель катализатора Время протека-
ния реакции τ, с Условная скорость
r
i = 100/τ, с 1 Наблюдения и выводы
0

1
3

О п ы т 2. Гетерогенная каталитическая реакция разложе-
ния пероксида водорода Реакция разложения пероксида водорода протекает по уравне-
нию:
Н
2О2 → Н 2О + 1/2 О2
В качестве катализаторов используются диоксиды марганца и
свинца. В три пробирки налейте по 3 мл 3 %-ного раствора перокснида
водорода.
Таблица 9.2
Экспериментальные данные
Катализатор Время про-
текания
реакции τ, с Условная ско-
рость реакции
r = 100/τ, с 1 Наблюдения и выводы
Без катализатора

MnO 2
PbO 2

73
В первую пробирку добавьте немного (на кончике шпателя)
порошка MnO
2, во вторую — PbO 2, третью оставьте для сравнения
и одновременно включите секундомер. Отметьте время протека-
ния реакции до окончания выделения пузырьков газа. Результаты опытов внесите в табл. 9.2.
Сравните каталитическую активность диоксидов марганца и
свинца.
О п ы т 3. Автокаталитическая реакция перманганата ка-
лия с щавелевой кислотой Эта реакция выражается уравнением
2KMnO
4 + 5H 2C2O4 + 3H 2SO 4 → 2MnSO 4 + K 2SO 4 + 10CO 2 + 8H 2O
Ее механизм рассмотрен в теоретической части. В каждую из двух пробирок налейте по 1 мл 0,02 М раствора
перманганата калия и 0,1 М раствора щавелевой кислоты. Прибавьте в каждую пробирку по пять капель 2 М раствора
серной кислоты для создания достаточной кислотности. Одну пробирку оставьте для сравнения, а в другую добавьте 3
капли 0,1 М раствора соли двухвалентного марганца и включите
секундомер. Отметьте время, за которое обесцветились растворы в первой и
во второй пробирках. Результаты опытов внесите в табл. 9.3.

Таблица 9.3
Экспериментальные данные
Наличие
катализатора Время про-
текания
реакции τ, с Условная ско-
рость реакции
r = 100/τ, с
1 Наблюдения и выводы
Отсутствует
Mn 2+

Сделайте вывод об эффективности действия ионов двухва-
лентного марганца.

74
Вопросы для подготовки и защиты лабораторной работы
1. Энергия активации реакции разложения пероксида водорода в
водной среде при температуре 22 ° С равна 75,6 кДж/моль. В при-
сутствии катализатора Fe
2+ энергия активации уменьшается до
42 кДж/моль. Оцените, во сколько раз увеличивается константа ско-
рости каталитической реакции при 22 °С, если предэкспоненциаль-
ные множители каталитической и некаталитической реакций равны.
2. Некаталитическое разложение ацетальдегида при 800 K по
уравнению
CH
3CHO = CH 4 + CO
имеет энергию активации Е
1 = 190,4 кДж/моль. Применение иода в
качестве катализатора уменьшает энергию активации до значения
Е
2 = 136,0 кДж/моль. Оцените температуру, при которой скорость
некаталитической реакции станет равна скорости каталитической
реакции при температуре Т = 800 K, если предэкспоненциальные
множители каталитической и некаталитической реакций равны. 3. Реакция разложения ацетальдегида в газовой фазе
СН
3СОН → СН 4 + СО
имеет энергию активации 190 кДж/моль. При температуре 900 K
под действием паров йода в качестве катализатора константа ско-
рости увеличивается в 10 000 раз. Вычислите энергию активации
каталитической реакции, предполагая, что предэкспоненциальные
множители каталитической и некаталитической реакций равны. 4. Энергия активации реакции
2SO
2 + O 2 → 2SO 3
Е
а = 280 кДж/моль. В присутствии катализатора V 2O5 энергия ак-
тивации уменьшается до 92 кДж/моль. Оцените, во сколько раз
увеличиваются константы скорости некаталитической и каталити-
ческой реакций при повышении температуры от 450 до 500 °С.
5. Скорость реакции термического распада оксида азота (I)
2N
2O → 2N 2 + O 2
резко возрастает в присутствии газообразного брома, который яв-
ляется катализатором. Порядок реакнции по N
2O равен единице.

75
Установлено, что при увеличении концентрации брома в 2,2 раза
скорость реакции возрастает в 1,48 раза. Определите порядок ре-
акции по брому и напишите кинетическое уравнение реакции.
6. Реакция разложения в газовой фазе A → B + D катализиру-
ется парами вещества K. Известно, что порядок каталитической
реакции по веществу А равен 1. Установлено, что при увеличении
концентрации вещества K в 2,8 раза скорость реакции возрастает в
1,67 раза. Определите порядок реакции по веществу А и напишите
кинетическое уравнение реакции. 7. Реакция взаимодействия водорода и кислорода

2 + О 2 = 2Н 2О
на поверхности твердого катализатора CdO при определенных
условиях описывается кинетическим уравнением
2 2 0,5
HO.
rkCC = Как
изменится скорость реакции при увеличении общего давления в
системе в 2 раза?

76

Модуль 3. ХИМИЧЕСКИЕ И ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ
ПРОЦЕССЫ В РАСТВОРАХ
Работа 10. ОПРЕДЕЛЕНИЕ КОНЦЕНТРАЦИИ РАСТВОРА
ТИТРИМЕТРИЧЕСКИМ МЕТОДОМ
Цель работы — приготовление раствора и определение его
точной концентрации методом кислотно-основнонго титрования.
Теоретическая часть
Раствором называют гомогенную часть системы, содержащую
два и более компонентов. Растворын бывают газообразные, жидкие
и твердые. Растворителем принято считать компонент, агрегатное
состояние которого соответствует агрегатному состоянию раство-
ра, все остальные компоненты называют растворенными веще-
ствами . Наибольшее практическое значение имеют водные рас-
творы, в которых растнворителем является вода. Состав раствора, т. е. содержание растворенного вещества и
растворителя, может выражаться в единицах массы, объема или
молях. Различают массовые, объемные и безразмерные концен-
трации. Массовые концентрации относятся к массе раствора или рас-
творителя, они не изменяются при нагревании раствора. 1. Массовая доля компонента ω
i — отношение массы i-го ком-
понента m
i к массе раствора m р = Σm i, которую можно представить
в виде произведения объема раствора V на его плотность ρ; без-
размерная величина, принимающая значения от 0 до 1 или от 0 до
100 %:

77
. ii
i
imm
mV
ω= =
Σρ
Моляльная концентрация раствора, или моляльность, С
m опре-
деляется количеством молей растворенного вещества n, приходя-
щихся на 1 кг растворителя, моль/кг:

, m s s
nm
C
mMm
==
где m — масса растворенного вещества, г; М — молярная масса
растворенного вещества, г/моль; m
s — масса растворителя, кг.
Объемные концентрации относятся к объему раствора, они из-
меняются при нагревании раствора.
Молярная концентрация растворенного вещества, или моляр-
ность, С определяется количеством молей растворенного веще-
ства n в 1 л раствора. Ее часто обозначают М, например, запись
0,5 М HCl означает, что в 1 л раствора соляной кислоты содержит-
ся 0,5 моль HCl:

,
nm
C
VMV
==
где V — объем раствора, л; m — масса растворенного вещества, г;
М — молярная масса растворенного вещества, г/моль. Молярная концентрация эквивалента растворенного вещества,
или нормальная концентрацлия, или нормальность, С
экв определя-
ется количеством молей эквивалентов растворенного вещества n
экв
в 1 л раствора, моль/л. Ее часто обозначают н, например, запись
0,05 н HCl означает, что в 1 л раствора соляной кислоты содержит-
ся 0,05 моль эквивалентов HCl:

экв
экв
экв ,
n
mmZ
C
VMVMV
== =
где М
экв — молярная масса эквивалента растворенного вещества,
г/моль экв; Z — число эквивалентности растворенного вещества;
V — объем раствора, л; m — масса растворенного вещества, г;
М — молярная масса растворенного вещества, г/моль.

78
Массовая концентрациял С масс определяется массой растворен-
ного вещества m, содержащегося в 1 л раствора, г/л:

масс ,
m
C
V
=
где V — объем раствора, л. Молярная доля Х
i компонента определяется отношением коли-
чества молей i-го компонента n
i к сумме молей Σ n i всех компонен-
тов, образующих раствор. Это безразмерная величина:

.i
i
in
X
n
=
Σ
Количественный состав раствора может быть установлен раз-
личными методами, одним из которыхн является титриметриче-
ский, основанный на измерении объема раствора реагента точно
известной концентрации, взаимодействующего с определяемым
веществом. Раствор точно извеснтной концентрации называют
стандартным раствором, или титрантом.
При определении концентраций кислот и оснований использу-
ют метод кислотно-основного титрлования , в основе которого ле-
жит реакция нейтрализации:
H
+ + OH ⇄ Н2О
При прямом титровании к раствору анализируемого вещества
неизвестной концентрации ( пробе) добавляют небольшими порци-
ями раствор титранта до достижения точки эквивалентности,
которая свидетельствует о прекращении реакнции, например по из-
менению окраски индикатора. При нейтрализации сильного основания сильной кислотой,
например по реакции
NaOH + HCl → NaCl + H
2O,
образующаяся соль NaCl не подвергается гидролизу, и в точке эк-
вивалентности раствор имеет нейтральную реакцию рН = 7. Мо-
мент наступления точки эквивалентности можно определить, фик-
сируя изменение окраски индикатора.

79
Индикаторы изменяют окраску при изменении концентрации
ионов Н + или ОН – в растворе не скачкообразно, а в некотором ин-
тервале значений рН, составляющем примерно две единицы. Кро-
ме интервала перехода окраски, индикаторы характеризуютнся по-
казателем титрования рТ, определяющим значение рН, при
котором наблюдается наиболее резкое изменение окраски индика-
тора. В табл. 10.1 приведены наиболее распространенные индика-
торы, используемые в кислотно-основном титрованнии.
Таблица 10.1
Кислотно-основные индикаторы
Индикатор Окраска в кис-
лотной среде Окраска в ще-
лочной среде Область
перехода рН рТ
Фенолфталеин Бесцветная Красная
8,010,0 9,0
Лакмус Красная Синяя
5,08,0 7,0
Метилоранж Розовая Желтая
3,14,4 4,0

Относительная
систематическая погрешность кислотно-
основного титрования знависит от выбора индикатора и для силь-
ных кислот и оснований может быть рассчитана по уравнению

[OH] [H] 100 %,
C +−
η= ⋅
где [OH
], [H +], C — молярные концентрации ионов OH , H + и тит-
руемого раствора основнания или кислоты. Например, при титровании раствора NaOH 0,01 н раствором
HCl в присутствии фенолфталеина, для которого рТ = 9, относни-
тельная систематическая погрешность титрования составит

59 5
2 10 10 10

0, 01 10

η= ≈ = 10 3·100 % = 0,1 %. (10.1)
Расчет концентрации исследуемого раствора пнри титровании в
соответствии с законом эквивалентов проводят по уравнению
С
экв1 V1 = С экв2 V2, (10.2)

80
где С экв1 и С экв2 — молярные концентрации эквивалента пробы 1 и
титранта 2 соответственно, моль /л; V
1 — объем пробы, л; V 2 —
объем титранта, израсхондованный на титрование, л.
Практическая часть
В коническую колбу на 250 мл налейте 200 мл дистиллирован-
ной воды и опустите одну гранулу щелочи (щелочь руками не
брать, только пинцетом!). Осторожно встряхивайте колбу с рас-
твором до полного растнворения гранулы. Обратите внимание на
нагревание колбы при растворении твердой щелочи. Разлейте раствор на две колбы по 100 мл, в каждую колбу до-
бавьте две-три капли индикатора, в одну — метилового оранжево-
го, в другую — фенолфталеина. Отметьте окраску раствора щело-
чи в каждой колбе. Точную концентрацию раствора определяем
методом кислотно-основного титровнания стандартным раствором
соляной или серной кислоты. Перед каждым титрованием опреде-
лите начальное положение уровня кислоты в бюретке h
н с точно-
стью до 0,1 мл (при определении уровня глаза наблюдателя долж-
ны находиться на одном уровне с нижним краем мениска
жидкости в бюретке), запишите значение h
н в табл. 10.2.
Проводите титрование, подложив под колбу с раствором щело-
чи лист белой бумаги, держите колбу одной рукой, кран бюретки
открывайте другой рукой, кислоту добавляйте небольшими порци-
ями, раствор в колбе непнрерывно перемешивайте круговыми дви-
жениями. Момент окончания титрования определяется по моменту пере-
хода желтой окраски в оранжевую (индикатор метниловый оран-
жевый) или исчезновению малиновой окраски (индикатор фенолн-
фталеин). Обратите внимание, что правильно оттитрованный и
перетитрованный раствор при использовании фенолфталеина бес-
цветны, при использовании метилового оранжевого перетитрован-
ный раствор приобретанет розовую окраску.
Титрование считается оконченным, если окраска правильно от-
титрованного раствора не изменяется в течение 30 с. Отметьте и запишите положение конечного уровня кислоты в
бюретке h
к в табл. 10.2.

81
Объем кислоты, израсходованной на титрование, равен разно-
сти V = ( h
н – h к), так как бюретка имеет поперечное сечение 1 см 2.
Рассчитайте молярную концентрацию эквивалента приготов-
ленного раствора щелочи для каждого индикатора, используя
уравнение (10.2). Рассчитайте среднее значение молярной концен-
трации эквивалента приготовленного раствора щелочи и отнонси-
тельно него определите среднюю арифметическую ошнибку Δ С:

экв.сред экв.инд
экв.сред 100 %.
СС
С С−
Δ= ⋅ (10.2)
Экспериментальные и расчетные данные внесите в табл. 10.2.
Таблица 10.2
Экспериментальные и расчетные данные
Опыт Индикатор V пробы ,
мл h н
h к V к, мл С экв,
моль/л С экв.сред ,
моль/л ΔС,
% η, %
1 100

2 100

Рассчитайте по уравнению (10.1) относительные систематиче-
ские погрешности
η для каждого индикатора, сравните их со
средней экспериментальной погрешностью Δ С.
Напишите уравнение титриметрической реакции.
Вопросы для подготовки и защиты лабораторной работы 1. В воде растворили 2,61 г нитрата бария, объем раствора до-
вели до 500 мл. Определите молярную концентрацию и молярную
концентрацию эквивалента вещества в растворе. 2. Рассчитайте молярные доли спирта и воды в растворе этило-
вого спирта с массовой долей 96 %. 3. В аптечном пузырьке емкостью 5 мл содержится спиртовой
раствор йода с массовой долей 3%. Определите молярную концен-
трацию йода в растворе, если его плотность равна 0,95 г/мл.

82
4. Для раствора серной кислоты с массовой долей 0,12 и плот-
ностью 1,08 г/л рассчитайте молярную концентрацию, молярную
концентрацию эквивалента, массовую и моляльнную концентрации. 5. Какой объем 0,1 М гидроксида натрия потребуется для пол-
ного осаждения гидроксида железа (III) из 30 мл 1,2 М раствора
хлорида железа (III)? 6. Какая масса HCl содержится в 500 мл раствора соляной кис-
лоты с массовой долей 10,5 % и плотноснтью 1,05 г/мл? 7. Определите, сколько 0,5 н раствора едкого натран требуется
для нейтрализации 100 мл 1 М HNO
3.
Работа 11. РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Цель работы — изучение процессов, протекающих в водных
растворах электролитонв: электрической проводимости, электрноли-
тической диссоциации, растворимости малорастворимых электро-
литов, гидролиза солей.
Теоретическая часть
Вещества, растворы или расплавы которых проводят электриче-
ский ток, называют электролитами. К ним относятся кислоты, ос-
нования и подавляющее большинство солей. При попадании этих
веществ в полярный растворитель происходит электролитическая
диссоциация, вызываемая взаимодействием полярных молекул рас-
творителя с частицами растворяемого вещества. Результатом явля-
ется образование сольватированных заряженных частиц — положи-
тельно заряженных катионов и отрицательно заряженных анионов:
HCl
(г) + ( n+m )H 2O → H +·nH 2O + Cl ·mH 2O
NaCl
(крист) + ( p+q)H 2O → Na +·pH 2O + Cl ⋅qH 2O
В растворах электролитов сольватированные ионы находятся в
беспорядочном тепловом движении. При наложении электриче-
ского поля возникает упорядоченное движение ионов к противо-
положно заряженным электродам, т. е. электрический ток. Мерой
способности вещества проводить электрический ток является

83
электрическая проводимость — величина, обратная электриче-
скому сопротивлению системы.
Величину, обратную удельному сопротивлению, называют
удельной электрической пролводимостью σ. Это электрическая
проводимость растворна электролита, заключенного между двумя
параллельными электродами, имеющими плнощадь 1 м
2 и располо-
женными на расстоянии 1 м друг от друга (Ом 1⋅м1, или См/м).
Удельная проводимость изменяется с изменением концентра-
ции растворов немонотонно, сначала увеличивается, достигает
максимума и затем уменьншается с дальнейшим увеличением кон-
центрации. Положение максимума зависит от природы электроли-
та и температуры. Количественной характеристикой эленктролитической диссоци-
ации служит степень диссоциации α, равная отношению числа
диссоциированных молекул N
дис к исходному числу молекул элек-
тролита в растворе N
исх : дис исх / .
NN
α=
По способности к электрнолитической диссоциации электроли-
ты условно подразделяют на сильные и слабые. Сильные электролиты — вещества, в растворе практически
полностью диссоциированные на ионы ( α ≈ 1). В водных раство-
рах сильными электролитами являются такие кислоты, как HClO
4,
HMnO
4, H 2SO 4, HNO 3, HCl, HBr, HI, а также гидроксиды щелоч-
ных и щелочноземельных металлов LiOH, NaOH, KOH, RbOH,
CsOH, Ca(OH)
2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2, большинство солей.
Слабые электролиты — вещества, степень диссоциации кото-
рых α
 1. Условно к слабым электролитам относнятся вещества
со степенью диссоциации α < 0,5; к сильным — α > 0,5.
В растворах слабых электролитов устанавливается равновесние
между образовавшимися ионами и недиссоциированными моле-
кулами:
K
mАn ⇄ m Kn+ + nA m
Концентрационную константу диссоциации K
д.c слабого элек-
тролита K
mАn можно вычислить по равновесным концентрациям
молекул и ионов:


д.с][
[K A
.
[K A]
]nm mn
mn
K
+
=

84
Константу диссоциации принято обозначать K а в случае сла-
бых кислот (англ. acid — кислота) и K
b для слабых оснований
(англ. base — основание).
Многоосновные слабые кислоты и многокислотные слабые ос-
нования диссоциируют ступенчато. Например, процесс диссоциа-
ции щавелевой кислоты протекает снледующим образом:
I ступень: H
2C2O4 ⇄ H + + 24 HC O K a(I) = 6,46·10 –2;
II ступень:
24 HC O ⇄ H+ + 2
24 CO K a(II) = 6,17·10 –5;
общее уравнение диссоциации:
H
2C2O4 ⇄ 2H + + 2
24 CO K a = K a(I) Ka(II) .
Аналогично для гидроксида свинца можно записать:
I ступень: Pb(OH)
2 ⇄ PbOH + + OH K b(I) = 9,55·10 –4;
II ступень: PbOH
+ ⇄ Pb 2+ + OH K b(II) = 3,0·10 –8;
общее уравнение диссоциации:
Pb(OH)
2 ⇄ Pb 2+ + 2OH K b = K b(I) Kb(II) .
В случае разбавленных растворов сильных электролитов мож-
но считать, что их диссоциация происходит практически полно-
стью. Вода — слабый электролит, по упрощенной схеме ее диссоци-
ацию можно представить уравнением
Н
2О ⇄ Н + + ОН
В условиях равновесия константа диссоциации воды


д.с 2][ ]
[H OH
.
O]
[Hmn
K
+
=
Поскольку степень диссоциации воды очень мала (α ≈ 10
9),
концентрацию недиссоциированных молекул можно принять рав-
ной молярной концентранции жидкой воды. Поэтому произведение
концентраций ионов [H
+] и [ОН ] является постоянной величиной

85
при неизменной температуре и называется ионным произведением
воды K
w, которое при температуре 298 K составляет
K
w = [H +] [OH ] = K д,с[H 2O] = 1 ⋅ 10 –14 = const, T = const.
Ионное произведение воды K
w увеличивается с ростом темпе-
ратуры, так как диссоциация воды — эндотермический процесс
[K
w(100 °C) = 6·10 13 ].
Для выражения концентрации ионов водорода в растворе ис-
пользуют так называемый водородный показатель:
pH = –lg[H
+],
а для обозначения концентрации гидроксид-ионов — гидроксид-
ный показатель:
pOH = –lg[ОН
].
При температуре 298 K рН + рОН = 14, поэтому
в чистой воде [H
+] = [ОН ] = 1·10 –7 моль/л, следовательно,
рН = рОН = 7;
в кислотной среде [H
+] > [ОН ], следовательно,
рН < 7, рОН > 7;
в щелочных растворах [H
+] < [ОН ], поэтому
рН > 7, рОН < 7.
В случае растворов силньных электролитов вместо концентра-
ции пользуются понятием активности. Поэтому при необходимо-
сти более точных расчетов в таких растворах следует вычислять не
рН, а
H :
pa+ HH lg .
pa a ++=
Существуют различные методы определения концентрации
ионов водорода в электролите. Один из простейших методов осно-
ван на использовании кислотно-основных индикаторов, которые
изменяют свою окраску в узком интервале значений рН.
В табл. 11.1 приведена окраска, которую приобретает универ-
сальный индикатор РКС при различных значениях рН в пределах
от 1 до 10.

86 Таблица 11.1
Окраска универсального индикатора при различных значениях рН
рН Окраска рН Окраска
1 Малиновая 6 Зеленовато-желтая
2 Розово-оранжевая 7 Желто-зеленая
3 Оранжевая 8 Зеленая
4 Желто-оранжевая 9 Сине-зеленая
5 Желтая 10 Серовато-синяя

Многие электролиты в водных растворах малорастворимы,н их
растворы при постоянной температуре являются разбавленными и
насыщенными, их концентрация неизменна. Малой растворимо-
стью в воде обладают растворы многих соленй (BaSO
4, PbSO 4, AgCl
и др.) и некоторых оснований (Al(OH)
3, Fe(OH) 3, Cu(OH) 2 и др.)
Большинство малорастворимых электролитов в разбавленных
растворах диссоциирует полностью,н т. е. их можно рассматривать
как сильные электролиты. При постоянной темпернатуре в насы-
щенном растворе произведение концентраций (или активностей)
ионов, на которые диссоциирует электролит, с учетом показателей
степеней, соответствующих стехиометрическим коэффициентам,
является величиной постоянной. Ее называют произведением рас-
творимости (ПР) малорастворимого электролитна:

насыщенный раствор
осадок KA K A nm
mn mn ++

ПР = [K
n+]m[A m]n = const.
Чем меньше значение ПР, тем хуже растворяется вещество.
При внесении в раствор избытка одноименных катионов илни анио-
нов происходит сдвиг равновесия диссоциации электролита влево,
понижается растворимость вещества, что приводит к образованию
дополнительного количества осадка, величина ПР остается посто-
янной при неизменной температуре. Условием образования осадка является превышение значения
произведения концентраций ионов над нзначением произведения
растворимости:

KA ПР. nmmnСC + >

87
Если произведение концентраций ионов меньше ПР, осадок
растворяется до тех пор, пока значение произведения концентра-
ций ионов не сравняется со значением ПР. В водных растворах многие соли поднвергаются гидролизу, в ре-
зультате которого нарушается равновесие диссоциации воды и, как
правило, изменяется рН раствора. Гидролиз соли, образованной катионами сильного основания и
анионами сильной кислоты, практически не происходит, посколь-
ку равновесие полностью смещено влево, в сторону слабого элек-
тролита H
2O:
KCl + H
2O ← KOH + HCl (рН ≈ 7)
Различают три случая гидролиза солни:
1) гидролиз по катиону имеет место, если соль образована ка-
тионом слабого основания и анионом сильной кислоты (CuSO
4,
ZnCl
2, NH 4NO 3 и т. п.):
а) если катион однозарядный, гидролиз протекает в одну стадию:
NH
4NO 3 + H 2O ⇄ NH 4OH + HNO 3
NH 4 + + H 2O ⇄ NH 4OH + H +
4
г
42 [NH OH][H ] ;
[NH O] ][H
K +
+
=
б) если катион многозарядный, гидролиз протекает в две ста-
дии (ступени):
I ступень:
ZnCl
2 + H 2O ⇄ Zn(OH)Cl + HCl
Zn
2+ + H 2O ⇄ Zn(OH) + + H +
II ступень:
Zn(OH)Cl +H
2O ⇄ Zn(OH) 2↓ + HCl
Zn(OH)
+ +H 2O ⇄ Zn(OH) 2 + H +
Избыток ионов водорода в этом случнае обусловливает кислотную
среду раствора (рН < 7). Какн правило, самопроизвольно гидролиз
идет в основном по I ступени;

88
2) гидролиз по аниону имеет место, если соль образована кати-
оном сильного основания и анионом снлабой кислоты (KCN,
Na
3PO 4, CH 3COOK и др.):
а) если анион однозарядный, гидролиз протекает в одну стадию:
CH
3COOK + H 2O ⇄ CH 3COOH + KOH
CH
3COO – + H 2O ⇄ CH 3COOH + OH –
б) если анион многозарядный, гидролиз протекает в две стадии
(ступени): I ступень:
K
2СО 3 + Н 2О ⇄ КНСО 3 + КОН

2
3 CO + Н 2О ⇄ 3 HCO + ОН –
II ступень:
KНСО
3 + Н 2О ⇄ Н 2СО 3 + KОН

3 HCO + Н 2О ⇄ Н 2СО 3 + ОН –
Гидролиз по аниону приводит к появлению избытка ионов ОН
–,
т. е. раствор становится щелочным (рН > 7). Как правило, само-
произвольно гидролиз идет в основном по I ступени; 3) гидролиз по катиону и аниону происходит при смешении рас-
творов солей слабого основания и слабой кислоты, при этом соль
полностью разлагается на образующие ее основание и кислоту:
2AlCl
3 + 3Na 2S + 6H 2O → 2Al(OH) 3↓ + 3H 2S↑ + 6NaCl
Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой
(Al
2S3, NH 4CH 3COO и др.), в водном растворе подвергаются пол-
ному гидролизу и не могут быть выделены из раствора. Количественными характеристиками гидролиза являются кон-
станта и степень гидролиза. Константы гидролиза рассчитывают через ионное произведе-
ние воды и константы диссоциации слабых кислот и оснований по
уравнениям: для солей, гидролизующихся по катиону:
в одну стадию :
г ;w
aK
K
K
=

89
в две стадии: K г(1) =
(II)
, w
aK
K K г(2) =
(I)
; w
aK
K
для солей, гидролизующихся по аниону:
в одну стадию : K
г = w
bK
K ;
в две стадии : K
г(1) =
(II)
, w
bK
K K г(2) =
(I)
. w
bK
K
Степень гидролиза h связана с константой гидролиза уравнением
K
г =
2
1 h
C
h
≈ h 2C.
Практическая часть
О п ы т 1. Зависимость электрической проводимости рас-
творов от степени диссоциации электролитов (демонстрацион-
ный опыт) В сосуды с 0,1 н растворами HCl и СН
3СООН погрузите элек-
троды, включенные в электрическую сеть последовательно с ам-
перметром. Запишите показания амперметра. Напишите уравнения
диссоциации соответствующих соединнений. Сделайте выводы об
относительной силе данных электролитов. Повторите описанные выше действия, используя 0,1 н раство-
ры NaOH и NH
4OH. Сделайте соответствующие выводы.
Результаты опытов внесите в табл. 11.2.

Таблица 11.2
Результаты измерений электрической проводимости разных электролитов
Электролит Уравнение
диссоциации Концентра-
ция С,
моль/л Сила
тока I, мА Относитель-
ная сила
электролита
HCl 0,1
CH 3COOH 0,1
NaOH 0,1
NH 4OH 0,1

90
О п ы т 2. Зависимость электрической проводимости рас-
твора от концентрации сильного электролита (демонстраци-
онный опыт) В сосуды с растворами серной кислоты с концентрациями (мас.
доли, %) от 10 до 90 последовательно погрузите электроды, запи-
шите показания амперметра. Внесите полученные результаты в табл. 11.3, постройте график
зависимости I = f(C). Объясните полученную зависимость силы
тока от концентрации ранствора.
Таблица 11.3
Результаты измерений электрической проводимости растворов H
2SO 4
Концентра-
ция раство-
ра ω, % Сила
тока I, мА Концентра-
ция раство-
ра ω, % Сила
тока I, мА Концентра-
ция раство-
ра ω, % Сила
тока I, мА
10 40 70
20 50 80
30 60 90

О п ы т 3. Определение направления протекания ионооб-
менных реакций с участием электролитов Ионообменные реакции в электролитах протекают в направле-
нии образования слабых электролитов или малорастворимых ве-
ществ, выделяющихся в виде газов или осадков. Внесите в ячейку капельного планшета небольшое количество
кристаллического хлорида аммония NH
4Cl и прибавьте две капли
1 н раствора NaOH. Перемешайте содержимое ячейки стеклянной
лопаточкой, определите по запаху, какой газ выделяется. Напиши-
те уравнение реакции в молекулярной и молекулярно-ионной
формах.
Внесите в ячейку капельного планшета небольшое количество
кристаллического ацетата натрия CH
3COONa и прибавьте две кап-
ли 1 н раствора соляной кислоты HCl. Перемешайте содержимое
ячейки, определите, какому соединению соответствует новый за-
пах. Напишите уравнение реакции в молекулярнойн и молекулярно-
ионной формах.

91
О п ы т 4. Смещение равновесия диссоциации слабого элек-
тролита Внесите две капли 0,1 н раствора уксусной кислоты в ячейку ка-
пельного планшета. С помощью универсального индикатора
(см. табл. 11.1) оцените значение рН раствора. Добавьте небольшое
количество кристаллического CH
3COONa и перемешайте содержи-
мое ячейки стеклянной лопаточкой. Вновь оцените значение рН по-
лученного раствора, используя универсальный индикатор. Напиши-
те уравнения процессов. Укажите направление смещения
равновесия диссоциации слабого электролита CH
3COOH при введе-
нии в его раствор сильного электролита CH
3COONa, содержащего
одноименный ацетат-ион, используя полученные значения рН.
О п ы т 5. Получение и растворение осадков малорастворОи-
мых электролитов В две пробирки налейте по 1–2 мл 0,1 М раствора хлорида
кальция CaCl
2 и добавьте по 1–2 мл 0,1 М раствора карбоната
натрия Na
2CO 3. Выпадает осадок CaCO 3. В одну пробирку добавьте
немного соляной кислоты. Напишите уравнения реакций образования
и растворения осадка СаСО
3. Используя понятие «условие образова-
ния осадка», докажите, что произведение концентраций ионов реаги-
рующих веществ больше произведения растворимости
3 CaCO ПР =
= 3,8·10
–9. Объясните, почему полученный осадок растворяется в со-
ляной кислоте.
О п ы т 6. Влияние природы соли на процесс гидролиза
Внесите по две капли 0,1н растворов NaCl, AlCl
3 и Na 2CO 3 в
ячейки капельного планшета. С помощью универсального индика-
тора оцените значения рН данных растворов. Напишите уравнения
реакций гидролиза в молекулярной и молекулярно-ионной формах.
О п ы т 7. Влияние температуры на процесс гидролиза
Налейте в пробирку 2 мл раствора ацетата натрия СН
3СООNa и
прибавьте одну каплю фенолфталеина. Обратите внимание на
окраску раствора. Нагрейте раствор до кипения и вновь отметьте
окраску. Объясните наблюдаемое явление, написав уравнения ре-
акций гидролиза в молекулярной и молекулярно-ионной формах. Сделайте вывод о знаке теплового эффекта процесса гидролиза
и влиянии температуры на гидролиз солей.

92
Вопросы для подготовкОи и защиты лабораторной работы
1. Угольная кислота диссоциирует преимущественно по первой
ступени. Концентрация ионов водорода в 0,005 М растворе равна
4,25·10
–5 моль/л. Оцените значение константы диссоциации Н 2СО 3
по первой ступени. 2. Какова концентрация ионов CN
– в 1 л 0,01 н раствора HCN, в
котором еще содержится 0,5 моль HBr? Кажущаяся степеннь диссо-
циации бромистоводороднной кислоты равна 89,8 %. Константа
диссоциации HCN K
a = 4,9 ·10 –10 .
3. Нижний предел бактерицидного действия серебра оценива-
ется концентрацией его в растворе порядка 10
–6 мг/л. Определите,
достаточно ли серебра вн насыщенном растворе AgCl для его бак-
терицидного действия . Произведение растворимости ПР
AgCl =
= 1,8·10 –10 .
4. Определите рН раствора, в 1 л которого содержится 0,1 г
NaOH. Диссоциацию основания считайте полной. 5. Рассчитайте, во сколько раз концентрация ионов водорода в
крови (рН = 7,36) больше, чем в спинномозговой жидкости
(рН = 7,53)? 6. Выпадет ли осадок CaSO
4, если смешать равные объемы
0,2 н растворов CaCl
2 и Na 2SO 4? Известно, что 4 CaSO ПР = 6,0 ·10 –5.
7. Определите константу гидролиза и рН 0,01 н раствора KNO
2.
Константа диссоциации KNO
2 K а = 4,0 ·10 –4.
Работа 12. ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ
Цель работы — экспериментальное определение ЭДС гальва-
нического элемента, расчет электродных потенциалов и изменения
стандартной энергии Гиббса реакций, протекающих в гальваниче-
ских элементах
Теоретическая часть
Гальванический элемент — это устройство, в котором энергия
окислительно-восстановительной реакции превращается в элек-

93
трическую. Простейший гальванический элемент представляет
собой систему из двух находящихся в контакте металлических
электродов, помещенных в растворы электролитов собственных
ионов. Растворы разделяются пористой перегородкой (мембраной)
или электролитическим мостиком, заполненным насыщенным рас-
твором электролита. Один из первых гальванических элементов — элемент Даниэ-
ля — Якоби (1836), состоящий из медного и цинкового электродов,
погруженных в растворы собственных солей (рис. 12.1, 12.2).


Рис. 12.1. Схема элемента Даниэля — Яко-
би с пористой диафрагмой, разделяющей
растворы

Условно гальванический элемент записывают, обозначая слева
анод, справа — катод, в виде
Анод (–) Zn | Zn
2+ || Cu 2+ | Cu (+) Катод
или
Анод (–) Cu, Zn | Zn
2+ || Cu 2+ | Cu (+) Катод
Сплошной вертикальной линией обозначают границу раздела
электрод
— раствор, двумя вертикальными — границу раздела рас-
творов.

94
Рис. 12.2. Элемент Даниэля — Якоби
с электролитическим мостиком

При замыкании электродов металлическим проводником проис-
ходит перенос электронов во внешней цепи и ионов в растворе, на
электродах протекают полуреакции окисления и восстановления:
Aнод (–) (Zn): Zn ⇄ Zn
2+ + 2e
Катод (+) (Cu): Cu
2+ + 2 e ⇄ Cu
Токообразующая реакция имеет вид
Zn + Cu
2+ → Zn 2+ + Cu
Наибольшую разность потенциалов гальванического элемента,
определяемую при обратимых условиях его работы, называют
электродвижущей силой элемента (ЭДС) и обозначают Е.
ЭДС равна сумме скачков потенциалов, возникающих на меж-
фазных границах:
Е = ϕ
конт + ϕ – + ϕ диф + ϕ +,

95
где ϕ конт — контактная разность потенциалов, возникающая на
границе раздела металлов, для ее уменьшения используют одина-
ковые металлы; ϕ
– и ϕ + — потенциалы, возникающие на границе
металл
— электролит; ϕ диф — диффузионный потенциал, возника-
ющий на границе двух электролитов, различающихся по составу
или концентрации. Значения диффузионного потенциала невелики и при исполь-
зовании электролитического мостика практически сводятся к ну-
лю. Поэтому ЭДС записывают как разность электродных потенци-
алов катода и анода:

ка .
E =ϕ −ϕ
Для равновесного обратимого самопроизвольно протекающего
процесса при постоянных температуре и давлении уменьшение
энергии Гиббса
0
rTG
Δ равно максимальной полезной работе (второй
закон термодинамики) W
max , которая эквивалентна электрической
энергии ZFE, получаемой при работе гальванического элемента:


0 max , rTGW ZFE
−Δ = = (12.1)
где Z — число электронов, участвующих в реакции; F — констан-
та Фарадея, F
= 96485 Кл/моль.
Из уравнения (12.1) получим выражение для ЭДС гальваниче-
ского элемента:

0
. rTG
E
ZF
Δ
=−
ЭДС можно рассчитать, используя уравнение изотермы хими-
ческой реакции:

ln ln , rT aGRTKRT
Δ=− + Π (12.2)
где K
а — константа равновесия окислительно-восстановительной
реакции, протекающей в гальваническом элементе; П — отноше-
ние произведения неравновесных активностей продуктов реакции
к произведению неравновесных активностей реагентов.
Для реакции, записанной в общем виде как
A
Red + B Ox ⇄ A Ox + B Red

96
уравнение (12.2) представим как

A.Ox B.Red
A.Red B.Ox ln ln , rT a
aa
GRTKRT
aa
Δ=− + (12.3)
где a
Ox — активность окисленной формы вещества; a Red — актив-
ность восстановленной формы вещества. Подставив выражение для энергии Гиббса из формулы (12.3) в
(12.2), получим

A.Ox B.Red
A.Red B.Ox ln ln . rT a aa
G
RT RT
EK
ZF ZF ZF a a
Δ
=− = + (12.4)
При постоянной темперантуре первый член уравнения н(12.4) по-
стоянен и представляет собой стандартную ЭДС:

00 000
Ox Red к а n . l a RT
EK
ZF
==ϕ−ϕ=ϕ−ϕ (12.5)
Уравнение (12.4) с учетом уравнения (12.5) запишем в виде

0 A.Ox B.Red
A.Red B.Ox ln .aa
RT
EE
ZF a a
=
(12.6)
Выражение (12.6) является уравнением Нернста для ЭДС галь-
ванического элемента, из которого можно получить уравнение для
электродного потенциала следующим способом. Заменим знак «минус» перед вторым членом на «плюс», для
чего под знаком логарифма поменяем местами числитель и знаме-
натель, и разделим катодные и анодные процессы.Получим:

00 B.Ox A.Ox
Ox Red
B.Red A.Red ln ln .aa
RT RT
E
ZF a ZF a
⎛⎞
⎛ ⎞
=ϕ + −ϕ +
⎜⎟ ⎜ ⎟
⎝⎠ ⎝ ⎠
Уравнение Нернста для электродногол потенциала имеет вид

00 0 Ox
M/M M/M Red ln . zz a
RT
ZF a ++ ϕ=ϕ+ (12.7)
Приняв активность восстановленной формы вещества посто-
янной величиной, равной единице, заменив R, F их значениями,

97
перейдя от натурального логарифмна к десятичному, для темпера-
туры T = 298 K уравнение (12.7) представим в виде
00 0 00
Ox
M/M M/M M/M 8, 31 298 0, 059
2, 3 lg lg
96487 ,
1 zz z i a
a
ZZ ++ + ⋅
ϕ =ϕ+ ⋅ =ϕ+
⋅ (12.8)
где a
i — активность иона.
Уравнение (12.8) используют для расчета потенциала электро-
да, в разбавленных растворах электролитов вместо активности
ионов можно использовать их молярные концентрации. Абсолютное значение электродного потенциала эксперимен-
тально определить нельзя, поэтому находят условные величины,
характеризующие потенциалы электродов по отношению к элек-
тродам сравнения , значения потенциалов которых принятын в ка-
честве стандартных. Электроды сравнения должны быть обратимыми и иметь
устойчивые во времени и хорошо воспроизводимые потенциалы. При измерении ЭДС применяют каломельный, хлоридсеребря-
ный, хингидронный и другие электроды сравнения. Значения элек-
тродных потенциалов металлов для водных растворов (при актив-
ностях ионов металлов в растворе, равных 1 моль/л и T = 298 K),
определены относительно стандартного водоролдного электрода .
Их значения приводятся в ряду стандартных электродных по-
тенциалов. Стандартный водородный электрод, понтенциал которого
условно принят равным нулю при любой температуре, состоит из
платиновой пластины, покрытой мелкодиспнерсной платиной с вы-
сокой каталитической активностью. Пластина насыщается газооб-
разным водородом под давлением в 1 атм в растворе Н
2SO 4 с ак-
тивностью ионов водорода 1 моль/л, электродный процесс
описывается уравнением
2H
+ + 2e ⇄ H 2, 2
0
2H /H 0. + ϕ=
Электродные потенциалы газовых электродов (водородный,
кислородный и др.) зависят от активностей потенциалопределяю-
щих ионов в растворе и отн парциального давления газа.
Приняв парциальное давление водорода равным стандарт-
ному давлению и заменив активность ионов водорода величи-

98
ной рН, получим уравнение для расчета потенциала водородно-
го электрода:

2 2H / H 0, 059pH. + ϕ=−
Электроды, которые состоят из инертного проводника, контнак-
тирующего с растворомн, содержащим одновременно окисленную и
восстановленную формы вещества, относятся к окислительно-
восстановительным , или редокс-электродам.
Для расчета окислительно-восстановительных электродных
потенциалов применяют уравнение (12.7).
Концентрационные гальванические элементы состоят из оди-
наковых электродов, погруженных в одинаковые электролиты с
разными активностями ионов, например:
(–) Cu | Cu
2+( a1)

|| Cu 2+(a2) | Cu (+), a 2 > a 1
Катод (Cu ) (+): Cu 2+ + 2 e ⇄ Cu
Aнод (Cu ) (–): Cu – 2 e ⇄ Cu
2+
ЭДС концентрационных элементов позволяет определить не-
которые физико-химические свойства электролитов, такие как ак-
тивность и коэффициент активности, растворимость труднорас-
творимых соединений и др.
Практическая часть
Перед проведением измерений электроды необходимо зачи-
стить наждачной бумагой, промытьн дистиллированной водой, про-
тереть фильтровальной бумагой.
О п ы т 1. Зависимость ЭДС медно-цинкового гальваниче-
ского элемента (Даниэля — Якоби) от концентрации раствора
электролита В два стаканчика налейте по 40 мл растворов, в один — 0,1 М
CuSO
4, в другой — 0,1 М ZnSO 4. Опустите медный электрод в рас-
твор CuSO
4, цинковый — в раствор ZnSO 4. Соедините растворы
электролитическим мостиком, запишите экспериментальное зна-
чение ЭДС гальванического элемента, используя вольтметр.

99
Приведите условную схему гальванического элемента, напишите
уравнения электродных процессов и токообразующей реакции. Рас-
считайте по уравнению Нернста теоретические значения электрод-
ных потенциалов медного и цинкового электродов (активности ионов
меди и цинка примите равными их концентрациям), ЭДС гальваниче-
ского элемента и стандартную энергию Гиббса Δ
rG0 реакции.
О п ы т 2. Измерение ЭДС концентрационного гальваниче-
ского элемента В два стаканчика налейте по 40 мл растворов, в один —
1 М CuSO
4, в другой — 0,01 М CuSO 4, опустите в растворы мед-
ные электроды. Соедините растворы электролитическим мости-
ком, измерьте вольтметром и запишите экспериментальное значе-
ние ЭДС концентрационного гальванического элемента. Приведите условную схему гальнванического элемента и урав-
нения электродных процессов. Рассчитайте по уравнению Нернста (12.8) теоретические зна-
чения электродных потенциалов медных электродов (активности
ионов меди примите равными их конценнтрациям), ЭДС концен-
трационного гальванического элемента и стандартную энергию
Гиббса Δ
rG0 реакции.
О п ы т 3. Измерение ЭДС окислительно-восстановитель-
ного гальванического элемента В опыте измеряется ЭДС гальванического элемента, в котором
протекает окислительно-восстановительная реакция
K
2Cr 2O7 + 3Na 2SO 3 + 4Н 2SO 4  K 2SO 4 + Cr 2(SO 4)3 + 3Na 2SO 4 + 4Н 2O
В один стаканчик налейте 40 мл раствора K
2Cr 2O7, прибавьте
10 капель раствора разбавленной Н
2SO 4 и 5 капель раствора
Cr
2(SO 4)3. В другой стаканчик налейте 40 мл раствора Na 2SO 3 и
прибавьте 5 капель раствора Na
2SO 4. Соедините растворы элек-
тролитическим мостиком, опустите вн оба стаканчика графитовые
электроды. Измерьте вольтметром и запишите экспериментальное
значение ЭДС. Приведите условную схему данногно окислительно-восстанови-
тельного гальванического элемента и уравнения полуреакций
окисления и восстановления. Рассчитайте стандартную энергию
Гиббса Δ
rG0 протекающей в гальваническом элементе реакции,
используя экспериментальное значение ЭДС.

100
Вопросы для подготовкОи и защиты лабораторной работы
1. В каком направлении будут перемещаться электроны во
внешней цепи, если гальванические элементы составлены из ме-
таллов: а) никеля и меди; б) свинца и серебра; в) марганца и цинка,
погруженных в одномолярные растворы собственных ионов?
Напишите уравнения электродных процессов. 2. Приведите пример концентрационного гальванического эле-
мента. Как рассчитать его ЭДС? 3. Составьте схему гальванического элемента, напишите урав-
нения электродных процессов и токообразующейн реакции, рассчи-
тайте ЭДС элемента, у которого один электрод — алюминиевый, а
второй — стандартный водородный. Примите актинвность ионов
алюминия, равной 1 моль/л, температуру 298 K.
4. В гальваническом элементе Ni ⎪Ni
2+⎟⎟ Cu 2+⎪Cu активности
ионов равны
2Ni a += 0,05 моль/л, 2Cua += 0,01моль/л. Рассчитайте
изменение энергии Гиббса Δ
rG, работу W гальванического элемен-
та и константу равновесия K
a при температуре Т =298 K.
5. Вычислите потенциал водородного электрода, погруженного
в водные растворы:
а) рН = 9; б) рН = 2; Т = 298 K.
6. В концентрационном гальнваническом элементе
Pt⎟ Ag
+ ⎟⎟ Ag +⎟ Pt
активности ионов Ag
+ равны а 1 = 10 –4 моль/л, а 2 = 10 –1 моль/л. Рас-
считайте ЭДС элемента при температуре Т = 298 K, укажите анод
и катод. 7. ЭДС медно-цинкового элемента равна 0,89 В. Определите с
помощью термодинамических расчетов, какая из ниже приведен-
ных реакций является ЭДС-определяющей (энергии Гиббса обра-
зования участников реакции равны Δ
fG0
ZnO = –318,4 кДж/моль;
Δ
fG0 CuO = –127,3 кДж/моль; Δ fG0
Cu 2O = –146,5 кДж/моль):
Zn + CuО ⇄ ZnО + Cu
Zn + Cu
2О ⇄ ZnО + 2Cu
Zn + 2CuО ⇄ ZnО + Cu


101
Работа 13. ЭЛЕКТРОЛИЗ
Цель работы — практическое ознакомление с электрохимиче-
скими процессами, протенкающими при прохождении понстоянного
электрического тока через раствор электролита.
Теоретическая часть
Электролиз — окислительно-восстановительный процесс, про-
текающий на электродах при прохождении постоянного электри-
ческого тока через раствор или расплав электролита. При электролизе электрическая энергия превращается в хими-
ческую, т. е. осуществляется процесс, обратный процессу, проте-
кающему в гальваническом элементе.
Как и в гальваническом элементе, на аноде протекает процнесс
окисления, на катоде — процесс восстановления с той разницей,
что электроны на катод подаются от внешнего источника тока и
катоду приписывается знак минус, а на аноде вещество отдает
электроны во внешнюю цепь и аноду приписывается знак плюс:
Катод (–): Ox + Ze ⇄ Red
Анод (+): Red — Ze ⇄ Ox
где Ox — окисленная форма вещества; Red — восстановленная
форма вещества. Аноды могут быть растворимыми, инертными (графит, плати-
на), биметаллическими, расходуемыми (вступающими в химиче-
скую реакцию).
В качестве катодов применяют сталь, графит, платину, цветные
металлы, ртуть; в качестве электролитов — водные растворы со-
лей, кислот, оснований, растворы в органических растворителях,
твердые электролиты или их расплавы. Эффективность электролиза оценивают по ряду показателей, к
которым относят плотность тока, напряжение, выход по току, рас-
ход электроэнергии на единицу полученного продукта. Мерой ско-
рости протекания процесса электролиза служит плотность тока —
количество электрических зарядов, переносимых через единицу по-
верхности электрода в единицу времени.

102
Количественные соотношения при электролизе подчиняются
законам Фарадея (1834 г.):
1) масса вещества, выделяющегося на электроде, прямо про-
порциональна количеству прошедшего через электролит электри-
чества:
m
i = M эхi Q = М эхi It,
где m
i — масса выделившегося вещества, г; Q — количество элек-
тричества, Кл; I — сила тока, А; t — время, с; M
эхi — электрохими-
ческая эквивалентная масса вещества, г/Кл; 2) при пропускании одинакового количества электричества че-
рез растворы или расплавы различных электролитов массы ве-
ществ, выделившихся на электродах, пропорционнальны молярным
массам их эквивалентов

экв
экв . ii jjm MmM
=
Из второго закона Фарадея следует, что для превращения 1 моль
эквивалентов любого вещества необходимо одно и то же количе-
ство электричества, равное 96484 Кл/моль (или 26,8 А ⋅ч/моль).
Учитывая, что М
эхi = M эквi /F, получим выражение закона Фара-
дея в виде объединенного уравнения:

экв . ii
i MItMIt
m
F ZF
==
Вследствие параллельно протекающих на электроднах побоч-
ных процессов, например участия молекул воды, масса вещества,
получаемого при электролизе, оказывается меньше той, которая
соответствует количеству прошедшего электричества. Отношение
массы реально выделенного вещества на электроде к теоретиче-
ской называют выходом по току β:

практ теор 100 %.i
i m m
β= ⋅
Для расчета объемов газов, выделяющихся на электродах, мас-
су вещества m
i и молярную массу эквивалентов M экв i заменяют
объемом газа V
i и объемом моля эквивалентов V эквi :

103
экв . i
i VIt
V

=
Объем моля эквивалентов газа рассчитывают, исходя из вели-
чины молярного объема (V
0М = 22,4 л/моль при н.у.). Так, для Н 2 и
Сl
2 молярная масса эквивалентов в 2 раза меньше молярных масс,
поэтому V
0эквi = 22,4 : 2 = 11,2 л/моль (н.у.); для газообразного кис-
лорода О
2 эквивалентный объем в 4 раза меньше молярного:
V
0эквО 2 = 22,4 : 4 = 5,6 л/моль (н.у.).
В водных растворах электролитов обычно приснутствуют раз-
ные ионы и молекулы, способные подвергаться превращению на
электродах. Последовательность процессов на электродах можно
определить, используя значения стандартных потенциалов.
Для катодных процессов:
• в первую очередь восстанавливаются катионы металлов,
имеющие электродный потенциал положительнее водородного
(Cu
2+, Ag +, Au 3+ и др.);
• катионы металлов, электродные потенциалы которых отрица-
тельнее потенциала алюминия включительно, не восстанавлива-
ются из водных растворов, на катодне восстанавливаются молекулы
воды в нейтральной среде или ионы Н
+ в кислой среде:

2О + 2 е → Н 2 + 2ОН (рН ≥ 7)

+ + 2е → Н 2 (рН < 7)
• при электролизе солей металлов, электродные потенциалы
которых находятся между потенциалами алюминия и водорода, на
катоде выделяются совместно как металлы, так и водород;
• если электролит содержит катионы различных металлов, то
восстановление их на катоде протекает в порядке уменьшения
стандартного электродного потенциала металла. Так, если водный
раствор содержит катионы Cu
2+, Ni 2+, Zn 2+, Al 3+, то сначала будут
восстанавливаться катионы меди (φ 0 = +0,34 В), затем катионы ни-
келя (φ 0 = –0,250 В), далее — цинка (φ 0 = –0,76 В), катионы алю-
миния останутся в растворе. Для анодных процессов при использовании инертных электро-
дов (платина, графит и др.):

104
• в первую очередь окисляются анионы бескислородных кислот
в порядке возрастания их потенциалов: S 2– (φ 0 = –0,447 В), I – (φ 0 =
= +0,536 В), Вr – (φ 0 = +1,065 В), Cl – (φ 0 = +1,36 В);
• при электролизе водных растворов, содержащих анионы кис-
лородосодержащих кислот (
2
3 CO , 3 NO , 2
4 SO , 34 PO ), на аноде
окисляются молекулы воды с выделением кислорода
2H
2O → O 2 + 4H ++ 4e
• в щелочных растворах окисляютнся гидроксид-ионы:
4OH
– – 4 e → O 2 + 2H 2O
В реальных процессах порядок выднеления часто нарушается
из-за поляризации электродов. При электролизе и при работе галь-
ванического элемента происходит отклонение потенциалов элек-
тродов от их равновесных значений, которое называют поляриза-
цией или перенапряжением (если известна причина поляризации).
Поляризация связана с физическими или химическими изменени-
ями электродов при прохнождении тока, омическим сопротивлени-
ем раствора, замедленностью стадий электрохимического процес-
са. Поляризация при электролизе повышает напряжение
разложения на электродах и приводит к перерасходу электроэнер-
гии. Под напряжением разложения электлролита U понимают ми-
нимальную разность потенциалов на электродах, необходимую
для осуществления процесса электролиза.
Приведем примеры процессов элнектролиза.
1. Электролиз водных растворов электролитов с нераствори-
мым анодом: а) электролиз раствора НCl (в растворе присутствуют ионы H
+,
Cl , OH ):
А: 2Cl → Cl 2 + 2е
К: 2Н
+ + 2е → Н 2
суммарная реакция
2НCl→ Н
2 + Cl 2
б) электролиз раствора NaOH (в растворе присутствуют ионны
H
+, Na +, OH ):

105
А: 4ОН → О 2 + 2Н 2О + 4е
К: 4Н
2О + 4 е → 2Н 2 + 4ОН
суммарная реакция

2О → 2Н 2 + О 2
2. Электролиз водного раснтвора CuCl
2 с растворимым анодом
(медным):
А (Cu): Cu → Cu
2+ + 2е
К (C
(графит) ): Cu 2+ + 2е → Cu
3. Электролиз расплава NaCl:
А: 2Cl
→ Cl 2 + 2е
К: 2Na
+ + 2е → 2Na
суммарная реакция
2NaCl → 2Na + Cl
2
Практическая часть
Электроды перед каждым опытом тщательно промойте дистил-
лированной водой и протрите фильтровальной бумагой. Электроли-
зер во всех опытах заполняйте электролитом на 1/2 его объема.
О п ы т 1. Противоположность процессов на электродах при
работе гальванического элемента и при электролизе Медный и цинковый электроды, погруженные в 10 %-ный рас-
твор хлорида калия, замкните накоротко с помощью перемычки.
Наблюдайте, на каком электроде выделяется водород. Снимите пе-
ремычку и соедините медный электрод с положительным полюсом,
а цинковый — с отрицательным полюсом внешнего источника по-
стоянного тока. На каком электроде в данном случае выделяется
водород? Приведите условную схему гальванического элемента и
схему электролизера. Напишите уравнения электродных процессов,
протекающих в гальваническом элементе и при электролизе.
О п ы т 2. Вторичные процессы при электролизе
В U-образную трубку налейте 5 %-ный раствор йодида калия.
В одно колено прибавьте несколько капель крахмала, в другое —

106
2–3 капли раствора фенолфталеина, в раствор поместите угольные
электроды. Включите электролизер во внешнюю цепь, соединив
электрод, опущенный в колено с добавкой крахмала, с положитель-
ным полюсом источника постоянного тока. Наблюдайте за измене-
нием окраски раствора у поверхности электродов. Напишите урав-
нения электродных процессов.
О п ы т 3. Последовательность разряда ионов при электро-
лизе В U-образную трубку налейте 0,5 М раствор Na
2SO 4, поместите
угольные электроды. В оба колена трубки добавьте по 3–4 капли
раствора нейтрального лакмуса, присоедините электроды к источ-
нику постоянного тока. Наблюдайте за изменением окраски рас-
твора у поверхности электродов. Онбъясните изменение окраски
лакмуса возле электродов, напишите уравнения электродных пнро-
цессов.
О п ы т 4. Электролиз растворов электролитов с раствори-
мым и инертным анодами В U-образную трубку налейте 10 %-ный раствор NaCl. В оба
колена добавьте несколько капель красной кровяной соли
K
3[Fe(CN) 6], поместите в раствор угольный и железный электроды.
Включите электролизер во внешнюю цепь, соединив железный
электрод с положительным полюсом внешнего источника посто-
янного тока, угольный электрод — с отнрицательным полюсом.
Наблюдайте изменение окраски раствора у поверхности железного
электрода. Затем поменяйте полюса местами, соединив железный
электрод с отрицательным полюсом источника тока. Объясните
происходящие явления. Напишите уравнения электродных про-
цессов в обоих случаях. Какие газы выделяются на электродах?
К какому полюсу источника постоянного тока нужно подсоеди-
нить металлическое изделие для нанесения на него покрытия галь-
ваническим методом? В U-образную трубку налейте 1 М раствор CuSO
4, опустите в
раствор угольные электроды и пропускайте постоянный электри-
ческий ток в течение нескольких минут. Отметьте появление на
катоде красного налета меди. Какой газ выделяется на аноде?
Напишите уравнения электродных процессов. Поменяйте местами
электроды, присоединив покрытый медью электрод к положитель-

107
ному полюсу источника тока. Какие изменения происходят на
электродах? Напишите уравнения электродных процессов.
Вопросы для подготовкОи и защиты лабораторной работы 1. Укажите, в чем различие процессов, протекающих в гальва-
ническом элементе и при электролизе. 2. Чем определяется последовательность разряда ионов на ка-
тоде при электролизе? 3. Для получения 1 м
3 хлора через водный раствор MgCl 2 про-
пущен электрический заряд 2423 Кл. Приведите уравнения элек-
тродных процессов, определите выход хлора по току. 4. Ток последовательно проходит через водные растворы
AgNO
3, CuSO 4, KI электролизеров с инертными электродами. Ка-
кие вещества и в каком количестве выделятся на электродах при
выходе по току, равном единице, если на катоде из раствора
AgNO
3 выделилось 0,2 г Ag?
5. Рассчитайте толщину оловянного покрытия пнри электрохи-
мическом лужении стального изделия с поверхностью 0,6 м
2 из
водного раствора SnSO
4 при силе тока 7 А в течение 40 мин, если
выход по току олова сонставил 0,95 ( ρ
Sn = 7290 кг/м 3). К какому по-
люсу источника постояннного тока нужно подсоединнить металли-
ческое изделие для нанесения на него покрытия гальваническим
методом?
6. Электролизом расплава NaCl получено 60 г металлического
натрия. Рассчитайте время электролиза и массу выделившегося на
аноде хлора при катодномн выходе по току 0,85 и силе тока 12 А. 7. Рассчитайте теоретическое количество электричества, необ-
ходимое для удаления катодным осаждением экологически вред-
ных ионов свинца Pb
2+ из 5 м 3 раствора с концентрацнией ионов
свинца Pb 2+, равной 0,01 моль/л.
Работа 14. КОРРОЗИЯ И ЗАЩИТА МЕТАЛЛОВ
Цель работы — изучение протекания процессов электрохими-
ческой коррозии металлов в различных средах и методов защиты
металлов от коррозии.

108
Теоретическая часть
Коррозией называют физико-химическое взаимодействие ме-
талла с окружающей средой, приводящее к разрушению металла.
При коррозии происходит гетерогенное окисление металла, сопро-
вождаемое восстановлением окислителя, находящегося в окружа-
ющей среде. Если среда электропроводна, то коррозия протнекает
по электрохимическому мнеханизму, если не электропроводна, то
по механизму гетерогенной химическной реакции. По механизму
процесса различают коррозию химическую и электрохимическую .
Наибольшую опасность представляет электрохимическая кор-
розия. Протекающие при этом процессы во многом аналогичны
процессам в гальваническом элементе. На поверхности металла
при наличии на ней электролита образуются микрогальванические
элементы, анодами в которых являются структурные составляю-
щие металла, обладающие более низким электродным потенциа-
лом, катодами — участки, электродный потенциал которых более
положителен по сравнению с потенциалом анода. Коррозионные
элементы могут возникать при контанкте двух различных металлов,
а также в результате любой микронеоднородностин металлической
поверхности или неоднородности распределения окислителя в
окружающей среде. При электрохимической кноррозии разрушению повергаются
лишь анодные участки поверхности, на которыхн происходит пере-
ход ионов металла в электролит: Анодный процесс:
Ме → Ме
Z+ + Ze
Например, при коррозии железа на аноде протекает следующий
процесс:
Fe → Fe
2+ + 2e
Катодные процессы определяются типом окислителя и средой.
В аэрированных нейтральных и щелочных средах осуществля-
ется процесс ионизации кислорода, раствореннонго в объеме элек-
тролита или в тонкой пленке влаги на поверхности металла:

O
2 + 2H 2O + 4 e → 4OH –

109
В аэрированной кислотной среде процесс протекает иначе:
O
2 + 4H + + 4 e → 2H 2O
В деаэрированных нейтральных и щеллочных средах окислите-
лем является вода:
2H
2O + 2 e → H 2 + 2OH –
в деаэрированной кислотной среде восстанавливаются ионы водо-
рода:
2H
+ + 2e → H 2
Процессы восстановления растворенного в электролите кисло-
рода называются кислородной деполяризацией, восстановление
ионов водорода или воды, в результате которых образуетсня H
2, —
водородной деполяризацией .
В водных средах выделение водорода происходитн при более
низких значениях потенциала по сравнению с равновесным значе-
нием потенциала водородного электрода, ин может протекать с вы-
сокой скоростью. Скорость восстановления кислорода значитель-
но меньше по причине его малой растворимости в воде. Скорость
коррозии, реакция которой является гетерогенной, может лимити-
роваться скоростью анодного или катодного процессов. Анодный
процесс может замедляться в результате взаимодействия продук-
тов коррозии, образующних на поверхности нерастворимые пленки.
Например, при коррозии железа образуется гидроксид железа (II):
Fe
2+ + 2OH – → Fe(OH) 2↓
который в присутствиин влаги и кислорода окисляется в гидроксид
железа (III):
4Fe(OH)
2 + 2H 2O + O 2 → 4Fe(OH) 3↓
называемый ржавчиной, состав которой можно выразинть форму-
лой mFeO·nFe
2O3 ·pH 2O.
Возможность коррозии металла можно теоретически опреде-
лить по изменению энергии Гиббса ∆
rG в электрохимическом про-
цессе:
–∆
rG = ZFE,

110
где Z — общее количество электронов, участвующих в токообра-
зующей реакции; F — число Фарадея F = 96
484 Дж/моль экв; E —
ЭДС коррозионного гальванического элемента, определяемая как
разность потенциалов окислителя и восстановителя, или, что то же
самое, потенциалов катода, на котором восстанавливается окисли-
тель, и анода, на котором окисляется восстановитель — корроди-
рующий металл:
Е = ϕ
окисл – ϕ восст = ϕ к – ϕ а.
Потенциал металлического электрода рассчитывают по урав-
нению Нернста при температуре Т = 298 K:

0
Me / Me Me / Me Me 0, 059
, log ZZ Z a
Z ++ + ϕ=ϕ+
где
0 Me / MeZ + ϕ — стандартный электроднный потенциал металла;
MeZ a + — активность ионов корродирующего металла.
Потенциалы окислителей O
2, H 2O, H + рассчитывают по урав-
нению Нернста для кислородного или водородного электродов при
температуре Т = 298 K и относительном давлении
p = 1:

22O/HO,OH ϕ = 1,228 – 0,059;

2 H/H+ ϕ = –0,059 рН.
Электрохимическая коррозия может быть значительно ускоре-
на в присутствии некоторых веществ, называемых ускорителями,
или стимуляторами . Активными стимуляторами коррозиин явля-
ются ионы галогенов: Cl
–, Br –, I –, которые способствуют ранзруше-
нию оксидной пленки на поверхности металла. Электрохимическая коррозия может быть замедлена в присут-
ствии небольших количеств веществ, называемых в соответствии с
характером их действия замедлителями, или ингибиторами.
Ингибиторы коррозии бывают неорганического и органическо-
го происхождения, часто используются хроматы, нитриты, некото-
рые органические вещества, содержащие полярные группы, и мно-
гие другие. Механизм их действия различен, условно их
подразделяют на адсорбционные и пасснивирующие. Адсорбцион-

111
ные ингибиторы уменьшают скорость конррозии в результате поля-
ризации анодных или катодных участков. Пассивирующие инги-
биторы способствуют образованиюн на металле пленок (оксидных,
гидроксидных и пр.), переводящих металл в пассивное состояние.
Защита металлов от коррозии представляет собой комплекс
мероприятий, основными из которых являются обработка среды,
создание защитных слоев, применение электрохимической защиты. Обработка среды заключается в удалении активаторов, регу-
лировании рН среды и введении ингибиторов коррозии. Защитные покрытия изолируют поверхность металла от кор-
розионной среды, они подразделяются на металлические, неорга-
нические и органические. Металлические покрытия по характеру защиты могут быть
анодными или катодными. Анодными называют такие покрытия,
металл которых по сравнению с защищаемым металлом имеет бо-
лее отрицательное значение электродного потенциала. В случае
повреждения анодного покрытия вознникает коррозионный эле-
мент, в котором анодом является металл покрытия. Например, при
коррозии оцинкованногон железа разрушению подвергается цинк
20
Zn Zn / (0,76 B) + ϕ=− , а на основном металле — железе 20
Fe Fe / ( + ϕ=
0, 44 B)
= — протекает катодный процесс. Анодное покрытие
защищает металл от коррозии электрнохимически. Катодными называют покрытия, металл которых по сравне-
нию с защищаемым металлом имеет более положительное значе-
ние электродного потенциала, например, слой олова
2 n
0
Sn / S ( + ϕ=
0,136 B)
= на железе 20
Fe Fe / ( 0, 44 B) . + ϕ=− При работе коррози-
онного элемента, составленного из таких металлов, разрушению
будет подвергаться основной металл. Следовательно, катодное по-
крытие защищает металл от коррозии только механически. Сущность электрохимической защиты заключается в том, что
всю поверхность защищаемого металлического изделия искус-
ственно делают катодом. Используют в основном два способа: 1) катодную защиту наложенным током — защищаемое из-
делие присоединяют к катоду внешнего источника постоянного
тока. В качестве анода используют дополнительный электрод (ме-

112
таллический), который подвергается разрушению, предохраняя от
коррозии защищаемое сооружение;
2) катодную защиту с жертвенным анодом , или протектор-
ную защиту — защищаемое изделие приводят в контакт с ментал-
лом, имеющим более отрицательный электродный потенциал, чем
защищаемый. Деталь из более активного металла называется про-
тектором. В образовавшейся гальванической паре протектор явн-
ляется анодом, а защищаемое металлическое изделие — катодом.
В этих условиях разрушается протектор, а коррозия конструкции
практически прекращается.
Практическая часть
О п ы т 1. Коррозия железа в различных электролитах.
Налейте в пять пробирок до 1/4 объеман: дистиллированной во-
ды; 10 %-ного раствора NaCl; 10 %-ного раствора MgCl
2; 10 %-
ного раствора NaOH; хлорной воды.
Железные образцы зачистите от продуктов коррозии, протрите
фильтровальной бумагой. В первые четыре пробирки добавьте
раствор красной кровняной соли K
3[Fe(CN) 6], в пятую — раствор
желтой кровяной соли K
4[Fe(CN) 6]. В каждую пробирку погрузите
одновременно железные образцы, засеките время до появления
синего окрашивания в растворе. Результаты наблюдений и уравне-
ния происходящих процеснсов внесите в табл. 14.1.

Таблица 14.1
Экспериментальные данные
Коррозионная среда, рН раствора Наблюдения Уравнения электродных
процессов и токообразующей реакции
Н2О
дистиллированная
рН = 7 А (–)
К (+)

Водный раствор
NaCl
рН ≈
7 А (–)
К (+)


113
Окончание табл. 14.1
Коррозионная среда,
рН раствора Наблюдения Уравнения электродных
процессов и токообразующей
реакции
Водный раствор
MgCl
2
рН < 7 А (–)
К(+)

Водный раствор
NaOH
рН > 7
А (–)
К (+)

Водный раствор
хлора
рН < 7
А (–)
К (+)


Объясните различия анодных и катодных процессов в указан-
ных средах и различную снкорость коррозии железа.
О п ы т 2. Коррозия стали в результате неравномерной
аэрации На поверхность предварительно зачищенной от продуктов корро-
зии стальной пластинки нанесите каплю ферроксил-индикатора, со-
держащего в 1 л 15 г хлорида натрия; 2 г агар-агара; 10 г красной кро-
вяной соли K
3[Fe(CN) 6]; 1 мл спиртового раствора фенолфталеина.
Объясните распределение синей и красной окраски в капле индика-
тора. Напишите уравнения протекающих процессов. О п ы т 3. Коррозия при контакте двух различных металлов
В стеклянную U-образную трубку налейте раствор разбавлен-
ной серной кислоты. В одно колено трубки вставьте полоску цинка
и наблюдайте медленное выделение водорода. В другое колено вставьте медную полоску, не касаясь ею цин-
ка. Наблюдается ли выделение водорода на меди? Напишите урав-
нение реакции. Приведите металлы в соприкосновение. Объясните
выделение водорода на меди при контакте металлов. Составьте
схему образовавшегося коррозионного элемента, напишите урав-
нения процессов.
О п ы т 4. Коррозия оцинкованного и луженого железа в
кислом растворе В две пробирки налейте по 5 мл воды, прибавьте в каждую по
две капли 10 %-ной серной кислоты и по две капли раствора крас-

114
ной кровяной соли K 3[Fe(CN) 6]. В одну пробирку опустите кусочек
луженого (покрытого олновом) железа, в другую — кусочек оцин-
кованного железа. Наблюдайте, в какой из пробирок появится си-
нее окрашивание. Напишите уравнения протекающих процессов.
Укажите тип покрытия и механизм его защитного действия.
О п ы т 5. Катодная электрохимическая защита
В два стакана налейте 3 %-ный раствор NaC1. В оба стакана
добавьте по две капли раствора красной кровяной соли
К
3[Fе(СN) 6]. В один из стаканов опустите два электрода, один же-
лезный, другой — графитовый. Соедините электроды с полюсами
источника постоянного тока, железный — с отрицательным (ка-
тодным) полюсом, графитонвый — с положительным (анодным).
Для сравнения другой железный образец опустите во второнй ста-
кан. Напишите уравнения протекающих процессонв. Объясните ме-
ханизм катодной электрохимической знащиты.
Вопросы для подготовкОи и защиты лабораторной работы 1. Почему цинк, содержащий значительное количество приме-
сей, растворяется в кислоте быстрее, чем цинк чистый? 2. Определите, будет ли корродировать медь при стандартном
давлении и температуре 298 K в деаэрированном растворе CuSO
4 с
образованием ионов Cu 2+, если активность ионов водорода равна
10 –3 моль/л, активность ионов меди — 10 –2 моль/л.
3. Олово спаяно с серебром. Какой из металлов будет корроди-
ровать в аэрированной нейтральной среде? Напишите уравнения
анодной и катодной реакций. 4. Возможна ли коррозия железа в щелочной среде при рН = 10
с выделением водорода? Концентрация Fe
2+ равна 10 –5 моль/л. От-
вет подтвердите расчетом. 5. В современной технике используются многослойные покры-
тия. На поверхность защищаемого металла (например железа)
наносят тонкий слой меди, а затем хрома. Укажите, в качестве по-
крытия какого типа (анодного или катодного) работает каждый из
этих слоев. Ответ поясните схемами превращений. В чем смысл
такого чередования металлов покрытий?

115
6. Какие из приведенных металлов могут служить протектора-
ми для защиты от коррозии стальных двигателей внутреннего сго-
рания тепловых электростанций в нейтральной среде: а) Rb; б) Zn;
в) Al; г) W; д) Ni; е) Mg. Ответ поясните, приведите схему дей-
ствия протекторной защиты. 7. Содержащиеся в топливе примеси серы и ее соединений при
сгорании превращаются в оксиды серы, которые разрушаютн дета-
ли двигателей. Кроме них газовой коррозии подвергается арматура
печей, лопатки газовых турбин, а также металлы, подлежащие
термической обработке. Для защиты от действий коррозионно-
активных газов при изготовлении аппаратуры применяют жаро-
стойкое легирование. Какие из перечисленных ниже металлов
подойдут для этой цели: а) Ca; б) Ti; в) Al; г) W; д) V; е) Mg? По-
чему?

116

ЛИТЕРАТУРА
Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия: учебник для вузов. М.:
Высш. шк., 2009. 743 с.
Глинка Н.Л. Общая химия: учебник. М.: Юрайт, 2013. 904 с.
Гуров А.А ., Бадаев Ф.З ., Погромская Н.Н. Химическое равновесие:
учеб. пособие по химии. М.: Изд-во МГТУ им. Н.Э. Баумана, 2002. 99 с.
Ермолаева В.И. Неорганическая химия: электронное учебное изда-
ние: курс лекций по дисциплине «Неорганическая химияе». ФГУП НТЦ
«Информрегистр», № 0321302145 от 16.08.2013.
Ермолаева В.И., Горшкова В.М., Слынько Л.Е. Химия элементов:
учеб. пособие. М.: Изд-во МГТУ им. Н.Э. Баумана, 2007. 176 с.
Ермолаева В.И., Двуличанская Н.Н . Теоретические основы неоргани-
ческой химии: метод. указания к решению задач по курсу «Неорганиче-
ская химия». М.: Изд-во МГТУ им. Н.Э. Баумана, 2011. 61 с.
Задачи и упражнения по общей химеии / Б.И. Адамсон и др.; под ре-
дакцией Н.В. Коровина. М.: Высш. шк., 2006. 255 с.
Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия:
учебник для вузов. М.: Химия, е2000. 588 с.
Лидин Р.А., Молочко В.А ., Андреева Л.Л. Задачи по общей и неорга-
нической химии. М.: Владос, 2004. 383 с.
Методические указания к выполнению лабораторных работ по неор-
ганической химии / В.И. Ермолаева, Н.Н. Двуличанская, В.М. Горшкова,
Л.Е. Слынько. М.: Изд-во МГТУ им. Н.Э. Баумана, 2009. 103 c.
Применение электрохимических процессов: метод. указания для са-
мостоятельной работы / С.Л. Березина, А.М. Голубев, Н.Н. Двуличанская,
Ю.А. Пучков. М.: Изд-во МГТУ им. Н.Э. Баумана, 2008. 32 с.
Решение задач по курсу «Химия» для нехимических вузов: учеб. по-
собие: в 2 ч. / Г.Н. Фадеев, Н.Н. Двуличанская, М.Б. Степанов, С.А. Ма-
такова. М.: Дом педагогики, 2007. Ч. 2. 64 с.

117
Современная химия в техническом университете. Химия элементов и
их соединений: электронное учеб. пособие / В.И. Ермолаева, А.А. Вол-
ков, В.М. Горшкова, Л.Е. Слынько. ФГУП НТЦ «Информрегистр»,
№ 0320801585 от 04.08.2008.
Теоретические основы общей химии: учебник для студентов техниче-
ских университетов и вузов / А.И. Горбунов, А.А. Гуров, А.А. Филиппов,
В.Н. Шаповал; под ред. А.И. Горбунова. М.: Изд-во МГТУ им. Н.Э. Ба-
умана, 2004. 720 с.
Фадеев Г.Н ., Двуличанская Н.Н. Решение задач по курсу «Химия» для
нехимических вузов: учеб. пособие: в 2 ч. Ч. 1. М.: Дом педагогики, 2000.
72 с.
Химия: учебник / А.А Гуров, Ф.З. Бадаев, Л.П. Овчаренко, В.Н. Ша-
повал. М.: Изд-во МГТУ им. Н.Э. Баумана, 2004. 748 с.
Электрохимические процессы: метод. указания по курсу «Общая хи-
мия» / С.Л. Березина, Н.Н. Двуличанская А.М. Голубев, Ю.А. Пучков.
М.: Изд-во МГТУ им. Н.Э. Баумана, 2011. 38 с.

118
Содержание
Предисловие .......................................................................е................................... 3
Правила работы в химической лаборатории ................................................... 4
Модуль 1. Строение вещества, химия элементов и их соединений ............... 6
Работа 1. Важнейшие классы неорганических соединений ................... 6
Работа 2. Определение молярной массы эквивалента металла
объемным методом ........................................................................е..... 14

Работа 3. Окислительно-восстановительные реакции .......................... 22
Работа 4. Определение жесткости воды ................................................. 30
Работа 5. Химические свойства d-металлов (Mn, Cu, Fe, Со) .............. 38
Работа 6. Химические свойства р-элементов (Al, Sn, Pb) ..................... 48
Модуль 2. Общие закономерности протекания химических процессов .... 54
Работа 7. Химическое равновесие в гомогенных и гетерогенных
системах .......................................................................е........................ 54

Работа 8. Кинетика гомогенных и гетерогенных химических реакций ........................................................................е... 60

Работа 9. Каталитические реакции ......................................................... 68
Модуль 3. Химические и электрохимические процессы в растворах ......... 76
Работа 10. Определение концентрации раствора титриметрическим методом ............................................................... 76

Работа 11. Растворы электролитов .......................................................... 82
Работа 12. Гальванические элементы ..................................................... 92
Работа 13. Электролиз ........................................................................е.... 101
Работа 14. Коррозия и защита металлов ............................................... 107
Литература .......................................................................е..................................116

119



Учебное издание

Березина Светлана Львовна
Голубев Александр Михайлович
Гончаренко Евгения Евгеньевна
Горшкова Вера Минировна
Горячева Валентина Николаевна
Двуличанская Наталья Николаевна
Ермолаева Виолетта Ивановна
Слынько Лариса Евгеньевна
Фадеев Герман Николаевич

Лабораторный практикум
по курсу химии
для бакалавров
технических специальностей

Редактор С.А. Серебрякова
Корректор А.К. Еникеева
Художник А.С. Ключева
Компьютерная верстка С.А. Серебряковой
Подписано в печать 24.08.2014. Формат 60 ×
Усл. печ. л. , . Изд. № 016-2014. Тираж 650 экз. Заказ .

В оформлении использованы шрифты
Студии Артемия Лебедева.
Оригинал-макет подготовлен
в Издательстве МГТУ им. Н.Э. Баумана.

Издательство МГТУ им. Н.Э. Баумана.
105005, Москва, 2-я Бауманская ул., д. 5, стр. 1.
press@bmstu.ru
www.baumanpress.ru
Отпечатано в типографии МГТУ им. Н.Э. Баумана. 105005, Москва, 2-я Бауманская ул., д. 5, стр. 1. baumanprint@gmail.com
90/16.
7 5

В 2014 году Издательство МГТУ им. Н.Э. Баумана запустило в эксплуата-
цию web-портал (http://ebooks.bmstu.ru) для обеспечения опериативного
доступа студентов к учебной литературе в электронной форме через сеть
Университета и Интернет. На площадке web-портала в настоящее время
размещены учебно-методические издания, вышедшие в Издательстве
МГТУ им. Н.Э. Баумана за последние 10 лет.
Информационные технологии
в образовательном процессе
МГТУ им. Н.Э. Баумана
Соответствие современным тенденциям в высшем
образовании:
переход Университета на двухуровневую систему обучения
введение блочно-модульной схемы учебного процесса и новых УМКАД
оперативный доступ к образовательным материалам через сеть Униве -
ситета и Интернет
Студентам:
полнотекстовый поиск требуе-
мых материалов как по базе данных
контента, так и внутри самого доку-
мента рубрикаторы по факультетам/ка -
федрам МГТУ им. Н.Э. Баумана, обла -
стям знаний, кодам специальностей
(ОКСО), ключевым словам, указате -
лю авторов доступ к контенту изданий путем
просмотра или загрузки на стацио -
нарный, мобильный или планшет -
ный компьютер, смартфон, комму-
никатор в различных форматах
Авторам:
возможность оперативно вносить
изменения и дополнения в текст
учебных изданий использование в учебном про -
цессе материалов web-портала вне
зависимости от выхода их печатной
версии публикация эксклюзивной мало-
тиражной литературы и повышение
индекса научного цитирования авто -
ра и рейтинга Университета
Учебники, учебные посоьбия и методические пособия, лабоьра-
торные практикумы, курсы лекций и другие материалы
в электронной форме