1 просмотров
Рейтинг статьи
1 звезда2 звезды3 звезды4 звезды5 звезд
Загрузка...

Раствор сульфата железа с железными электродами

Обобщение и систематизация знаний по теме «Электролитическая диссоциация»

Интегрированный урок по химии и физике • 10 класс (2 ч)

Повторенье – мать ученья!
Химия – это физика плюс математика

Цель. Обобщить и систематизировать знания по теме, закрепить практические навыки при выполнении эксперимента, расширить умения решать физические и химические задачи, показать связь явлений физических и химических, рассказать о практическом использовании электролиза в промышленном производстве металлов, развить наблюдательность за явлениями природы, умение обобщать, выделять главное, использовать теоретические знания на практике.

Задание к уроку. Повторить темы «Электролитическая диссоциация», «Электрохимический ряд напряжений металлов», «Гальванические элементы», «Электролиз, решение расчетных задач». Подготовить краткое объяснение к таблицам «Диссоциация веществ», «Электролиз в расплавах и растворах».

Наглядные пособия. Киноаппарат, кинофильм «Применение электролиза»; таблицы «Электрохимический ряд напряжений металлов», «Растворимость солей, кислот и оснований в воде», «Электролитическая диссоциация солей и кислот», опорный конспект «Электролиз».

Оборудование и реактивы. Угольные электроды, электрическая лампочка, прибор для электролиза, весы с разновесами, секундомер, гальванометр; два гвоздя, два куска проволоки, картофель и лук, два стакана с растворами сахара и поваренной соли.

На столах учащихся: растворы сульфата меди CuSO4 и сульфата железа(III) Fe2(SO4)3, железная кнопка, медная проволока, штатив с пробирками.

Электролиз (опорный конспект)

Электролиз в расплавах (электроды нерастворимые).

NaCl Na + + Cl – .

Электролиз в растворах (электрод (анод) растворимый).

CuSO4 Cu 2+ + SO4 2– .

1-й закон Фарадея: массы (m) веществ, выделившихся на катоде и аноде, пропорциональны количеству прошедшего через раствор или расплав электричества (Q = It):

m = kIt,

где k – электрохимический эквивалент; I – сила тока, А; t – время электролиза, с.

k = m/(nq(e)NA),

где n – валентность элемента; q(e) – 1,6•10 –19 Кл; NA = 6•10 23 моль –1 – постоянная Авогадро.

Особенности электролиза в водных растворах. При электролизе растворов, содержащих катионы металлов, положение которых в ряду напряжений металлов от Li по Al, на катоде выделяется Н2.

KCl K + + Cl – ,

H2O H + + OH – .

Конкуренция ионов при анодном процессе.

СuSO4 Cu 2+ + SO4 2– ,

H2O H + + OH – .

В растворах кислородсодержащих солей на аноде окисляется кислород воды. Так, в присутствии анионов SO4 2– , CO3 2– , PO4 3– –, SO3 2– на аноде идет процесс:

Катионы металлов, стоящих за водородом, восстанавливаются на катоде.

Каждому ученику выдается индивидуальный опросный лист. Пример задания для учащихся, занимающихся на «5», приведен ниже.

Опросный лист с заданиями

1. Напишите суммарное уравнение электролиза сульфата меди CuSO4 в растворе.

2. а) Напишите, на какие частицы распадутся вещества H2SO4, Al(NO3)3, Na2CO3, KCl при растворении в воде, запишите их в два столбца: катионы и анионы.

б) Какие окрашенные частицы при электролизе сместятся к катоду и какие – к аноду?

3. Из 200 молекул в растворе распалось на ионы 160. Определите степень диссоциации. Какой это электролит – сильный или слабый?

4. а) Составьте из набора веществ гальванический элемент (подчеркните используемые вещества): углерод; металлы – Cu, Zn, Mg; растворы солей – NaCl, AgNO3.

б) Как изобразить на схемах электрических цепей гальванический элемент и батарею гальванических элементов?

5. Напишите схему и уравнения реакций электролиза расплавов веществ: KI, Al2O3.

6. Напишите схему и уравнения электролиза раствора вещества Hg(NO3)2.

7. Рассчитайте массу сульфата меди CuSO4, вступившего в реакцию электролиза, если масса выделившейся меди – 1 г, а массовая доля выхода = 18%.

Найдем массу меди m(Сu)теор, которая могла бы выделиться при 100%-м выходе:

m(Сu)теор = 1/0,18 = 5,56 г.

Согласно схеме процесса

из x г CuSO4 – 5,56 г Cu.

Отсюда х = 160•5,56/64 = 14,25 г.

Учащимся выдают опросные листы с заданиями. Учитель физики объявляет тему урока, цель, порядок проведения урока, основные требования. Затем учитель совместно с учениками начинает длительный опыт электролиза раствора сульфата меди(II): взвешивается электрод (катод), замечается время, определяется сила тока. Ученики, используя знания по электролизу растворов солей, записывают суммарное уравнение реакции электролиза раствора сульфата меди (учебник Л.С. Гузея, Р.П. Суровцевой «Химия-10», с. 109–110).

Учитель химии (рассматривает вопрос об электролитической диссоциации и задает вопросы). Объясните термин «электролитическая диссоциация». По таблице «Диссоциация веществ» расскажите о процессе диссоциации. Как называют положительные и отрицательные ионы? Как записать уравнение диссоциации веществ?

Учитель химии проделывает опыт по электропроводности с растворами поваренной соли и сахара, опуская электроды в растворы. Учащиеся наблюдают, что лампочка горит в растворе соли и не горит в растворе сахара.

Учитель химии. Итак, электролиты – это вещества…

Учащиеся (продолжают предложение). …растворы и расплавы которых проводят электрический ток.

Учитель химии. При растворении в воде или расплавлении электролиты распадаются на заряженные частицы – ионы.

Запишите распад на ионы веществ из задания 2а (см. опросный лист с заданиями).

Как заряжены электроды? Как называют электроды? Почему ионы имеют свои названия? Какие заряды у ионов?

Укажите стрелками, к какому электроду последует ион (катион или анион) в задании 2б.

Все ли электролиты одинаково быстро распадаются на ионы?

Даны уравнения диссоциации двух кислых солей:

NaHCO3 Na + + HCO3 – ,

NaHSO4 Na + + H + + SO4 2– .

Диссоциация солей записана по-разному. Почему?

Что такое степень диссоциации? Какие электролиты слабые, а какие сильные?

Выполните задание 3. Как увеличить степень диссоциации слабого электролита?

Учитель физики (спрашивает учащихся). Что такое электрический ток? Какие частицы переносят заряд? Как они обозначаются и каков их знак (плюс или минус)?

Проведем опыт. Воткнем в луковицу или в картофелину гвоздики и соединим их проводниками с гальванометром. Стрелка гальванометра будет отклоняться. Почему?

Какие частицы проводят электрический ток в растворах? Каково направление их перемещения? Что является движущей силой направленного движения ионов к электродам?

Учитель химии (проводит с учащимися опыты). Опустите железную кнопку в раствор сульфата меди(II) и медную проволоку в раствор соли железа(III). В какой пробирке происходит реакция? Объясните явление с помощью электрохимического ряда напряжений металлов. Где расположены активные металлы в таблице Д.И.Менделеева? Перечислите основные компоненты гальванических элементов.

Выполните задание 4а. Нарисуйте схему гальванического элемента и укажите перемещение электронов.

Учитель физики спрашивает учащихся о применении гальванических элементов и батарей гальванических элементов. Учащиеся выполняют задание 4б.

Учитель химии (рассматривает вопрос об электролизе). Что такое электролиз? Расскажите об электролизе расплава хлорида натрия. Что предшествует электролизу?

Выполните задание 5.

Какие особенности электролиза растворов? По таблице «Электролиз в расплавах и растворах» обсудите особенности: а) восстановления металлов из растворов; б) окисления анионов;
в) суммарного уравнения.

Выполните задание 6.

Учитель физики. Вернемся к опыту, заложенному в начале урока.

Ученик отмечает время проведения опыта, взвешивает электрод, на котором выделилась медь. Данные записывает на доске. Ученики совместно с учителем физики решают задачу на закон Фарадея.

Учитель химии выполняет с учащимися задание 7.

Учитель физики рассказывает о применении электролиза и демонстрирует кинофильм «Применение электролиза».

Учитель физики. Следующий урок – экскурсия на завод «Метапласт» в цех столовых приборов. Там мы на практике познакомимся с применением электролиза, в отчете по экскурсии составим схемы электролитического полирования и вакуумного напыления нитрида титана.

Учителя физики и химии оценивают опросные листы учащихся, учитывая работу учеников на уроке.

ЛИТЕРАТУРА

Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1988; Гузей Л.С., Суровцева Р.П. Химия-10. М.: Дрофа, 2002; Мякишев Г.Я., Буховцев Б.Б. Физика-10. М.: Просвещение, 2002; Подобаев Н.И. Окислительно-восстановительные реакции и гальванические элементы. М.: Просвещение, 1966; Николаев А.Л. Первые в рядах элементов. М.: Просвещение, 1983; Пурмаль А.П., Цирельников В.И. Рожденные электричеством. М.: Просвещение, 1983; Шалинец А.Б. Провозвестники атомного века. М.: Просвещение, 1975; Гузей Л.С., Сорокин В.В. Окислительно-восстановительные реакции. М.: изд-во МГУ, 1992.

Раствор сульфата железа с железными электродами

  • Вход
  • Форум
  • Курсы
  • Главная

Вы здесь

  • СДО ШГПИ
  • / ► Химия
  • / ► Ресурсы
  • / ► лабораторная работа №5

Работа 5. Окислительно-восстановительные процессы

Цель работы: ознакомление с некоторыми окислительно-восстановительными процессами.

Окислительно-восстановительными реакциями называют химические процессы, сопровождающиеся переносом электронов от одних молекул или ионов к другим.
При окислительно-восстановительных реакциях протекают два взаимосвязанных процесса: окисление и восстановление.
Окислением называют процесс потери электронов, восстановлением — процесс присоединения электронов.
Вещества, атомы или ионы которых отдают электроны, называют восстановите-лями. Вещества, атомы или ионы которых присоединяют электроны (или оттягивают к себе общую электронную пару электронов), называют окислителями.
Например, в реакции цинка с сульфатом меди
Zn (т) + CuSO4 (р) = ZnSO4 (р) + Cu (т)
ионы Cu2+ присоединяют электроны:
Cu2+ + 2ē = Cu0.
Атомы цинка отдают электроны:
Zn0 = Zn2+ + 2ē.
Соответственно CuSO4 – окислитель, Zn – восстановитель.
Степенью окисления элемента в соединении называют формальный заряд атома элемента, вычисленный из предположения, что валентные электроны переходят к атомам с большей электроотрицательностью и все связи в молекуле соединения яв-ляются ионными.
Степень окисления элемента указывают вверху над символом элемента со знаком «+» или «-» перед цифрой, например, Mn+7. Степень окисления ионов, реально су-ществующих в растворе или кристаллах, совпадает с их зарядовым числом и обозна-чается аналогично со знаком «+» или «-» после цифры, например Cl-, Сa2+.
Использование понятия степени окисления удобно при классификации химических соединений и составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций.
При окислении элемента степень окисления увеличивается, т.е. восстановитель при реакции повышает степень окисления:
Sn2+ = Sn4+ + 2ē.
При восстановлении элемента степень окисления понижается, т.е. при реакции окислитель уменьшает степень окисления:
Cu2+ + 2ē = Cu0.
При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций можно применять два метода: метод электронного баланса и ионно-электронный метод (ме-тод полуреакций). Более правильное представление об окислительно-восстановительных процессах в растворах дает ионно-электронный метод. Этот метод дает возможность прогнозировать продукты реакции, описывать процессы, про-текающие при электролизе и в гальванических элементах.
На характер и направление окислительно-восстановительных реакций влияют многие факторы: природа реагирующих веществ, реакция среды, концентрация, тем-пература, катализаторы.
О направлении окислительно-восстановительных реакций можно судить по изме-нению энергии Гиббса. Кроме того, для количественной характеристики окислительно-восстановительной активности веществ, находящихся в растворах или соприкасающихся с ними используют стандартные электродные потенциалы (Е°).
Электродным или окислительно-восстановительным потенциалом называется разность потенциалов, возникающая на границе металл-раствор при погружении металла в раствор, содержащий ионы этого металла. Чтобы сравнивать электродные потенциалы отдельных пар, их определяют в стандартных состояниях (концентрация раствора – 1 моль/л, температура – 25˚С). Полученные значения называют стан-дартными окислительно-восстановительными (электродными) потенциалами. Значения электродных потенциалов обычно определяют относительно стандартного водородного электрода (потенциал этого электрода принято считать равным нулю).
Электрохимическая система с более высоким значением окислительно-восстановительного потенциала выступает в роли окислителя.
Электрохимическая система с более низким значением окислительно-восстановительного потенциала выступает в роли восстановителя.
Из всех возможных при данных условиях окислительно-восстановительных реакций, как правило, протекает та, которая имеет наибольшую разность электродных потенциалов полуреакций.
Электролиз
Электролизом называется совокупность процессов, протекающих при прохожде-нии постоянного электрического тока через систему, состоящую из двух электродов и расплава или раствора электролита.
Электрод, на котором при электролизе происходит восстановление, называется катодом, а электрод на котором осуществляется процесс окисления, — анодом.
Ионы разных типов разряжаются в разной последовательности, это зависит от природы электрода, состояния электролита, электродного потенциала конкретной электрохимической системы.
Электроды могут быть инертными (графит) или активными (медные).
Легкость разряда катионов определяется положением в электрохимическом ряду напряжений, чем больше значение электродного потенциала, тем легче разряжается катион. Разряд анионов типа SO42- не происходит из-за предпочтительного разряда ионов ОН-.

Читать еще:  Как настроить сварочный аппарат для сварки электродом?

Опыт 1. Сравнение химической активности железа и меди.
Предварительно обезжиренную и протравленную в соляной кислоте железную пла-стину опустите в 1М раствор сульфата меди (II). Спустя некоторое время выньте пла-стину из раствора. Объясните результат. В обоснование ответа приведите стандартные электродные потенциалы соответствующих систем. Составьте уравнение реакции.

Опыт 2. Взаимодействие растворов соединений Fe (III) и Sn (II)
К раствору тиоцианата аммония прибавьте раствор соли железа (III). Отметьте цвет образовавшегося раствора, после чего прибавляйте к нему по каплям до полного обесцвечивания раствор хлорида олова (II). В каком направлении и почему происходит при этом сдвиг равновесии в системе
FeCl3 + NН4NCS ↔ Fe(NCS)3 + 3NH4Cl.
Приведите стандартные потенциалы соответствующих полуреакций. Составьте урав-нения реакций.

Опыт 3. Взаимодействие растворов солей железа (III) и иодида натрия (иодида ка-лия).
Объясните результат опыта. Проверьте, будет ли протекать реакция при смешивании раствора соли железа (III) и раствора бромида натрия? Ответы обоснуйте. Составьте уравнения реакций. Приведите стандартные потенциалы соответствующих полуреакций.

Опыт 4. Восстановление иона MnO4- в различных средах.
В три отдельные пробирки (нейтральная, кислая и щелочная среда) с разбавленным раствором оксоманганата (VII) калия КMnO4- прибавьте по каплям одинаковое коли-чество раствора сульфита натрия Na2SO3 (или кристаллического вещества). Объясните наблюдаемое, имея в виду образование в кислой среде ионов Mn2+, в нейтральной среде – оксида марганца (IV) и в сильнощелочной среде – ионов MnO42-.
Приведите стандартные окислительные потенциалы полуреакций:
MnO4- + 8H+ + 5ē → Mn2+ + 4H2O (кислая среда)

MnO4– + 2H2O + 3ē → MnO2- + 4OH– (нейтральная среда)

MnO4– + ē → MnO42 – (щелочная среда)

В какой среде окислительные свойства иона MnO4- выражены сильнее? Составьте уравнения реакций.

Опыт 5. Электролитическое получение меди.
В электролизер с угольными электродами налейте электролит – 1М раствор сульфата меди CuSO4. Проведите электролиз в течение 30 минут. По окончании пропускания тока катод выньте из раствора, сполосните водой и осушите фильтровальной бумагой. Полученную медь растворите в концентрированной азотной кислоте. Электрод про-мойте. Опишите катодный и анодный процессы.

Раствор сульфата железа с железными электродами

Электролиз – это окислительно – восстановительные реакции, протекающие на электродах, если через расплав или раствор электролита пропускают постоянный электрический ток.

Катод – восстановитель, отдаёт электроны катионам.

Анод – окислитель, принимает электроны от анионов.

Ряд активности катионов:

Na + , Mg 2+ , Al 3+ , Zn 2+ , Ni 2+ , Sn 2+ , Pb 2+ , H + , Cu 2+ , Ag +

Усиление окислительной способности

Ряд активности анионов:

I — , Br — , Cl — , OH — , NO3 — , CO3 2- , SO4 2-

Возрастание восстановительной способности

Процессы, протекающие на электродах при электролизе расплавов

(не зависят от материала электродов и природы ионов).

1. На аноде разряжаются анионы ( A m — ; OH — ), превращаясь в нейтральные атомы или молекулы:

A m — — m ē → A °; 4 OH — — 4ē → O 2 ↑ + 2 H 2 O (процессы окисления).

2. На катоде разряжаются катионы ( Me n + , H + ), превращаясь в нейтральные атомы или молекулы:

Me n + + n ē → Me ° ; 2 H + + 2ē → H 2 0 ↑ (процессы восстановления).

Процессы, протекающие на электродах при электролизе растворов

Не зависят от материала катода; зависят от положения металла в ряду напряжений

Зависят от материала анода и природы анионов.

Анод нерастворимый (инертный), т.е. изготовлен из угля, графита, платины, золота.

Анод растворимый (активный), т.е. изготовлен из Cu , Ag , Zn , Ni , Fe и др. металлов (кроме Pt , Au )

1.В первую очередь восстанавливаются катионы металлов, стоящие в ряду напряжений после H 2 :

1.В первую очередь окисляются анионы бескислородных кислот (кроме F ):

Анионы не окисляются.

Идёт окисление атомов металла анода:

Катионы Me n + переходят в раствор.

Масса анода уменьшается.

2.Катионы металлов средней активности, стоящие между Al и H 2 , восстанавливаются одновременно с водой:

2.Анионы оксокислот ( SO 4 2- , CO 3 2- . ) и F не окисляются, идёт окисление молекул H 2 O :

3.Катионы активных металлов от Li до Al (включительно) не восстанавливаются, а восстанавливаются молекулы H 2 O :

3.При электролизе растворов щелочей окисляются ионы OH — :

4.При электролизе растворов кислот восстанавливаются катионы H + :

ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСПЛАВОВ

Задание 1 . Составьте схему электролиза расплава бромида натрия. (Алгоритм 1.)

1.Составить уравнение диссоциации соли

2.Показать перемещение ионов к соответствующим электродам

3.Составить схемы процессов окисления и восстановления

K + : Na + + 1ē → Na 0 (восстановление),

A + : 2 Br — — 2ē → Br 2 0 (окисление).

4.Составить уравнение электролиза расплава соли

Задание 2 . Составьте схему электролиза расплава гидроксида натрия. (Алгоритм 2.)

1.Составить уравнение диссоциации щёлочи

2.Показать перемещение ионов к соответствующим электродам

3.Составить схемы процессов окисления и восстановления

K — : Na + + 1ē → Na 0 (восстановление),

A + : 4 OH — — 4ē → 2 H 2 O + O 2 ↑ (окисление).

4.Составить уравнение электролиза расплава щёлочи

Задание 3. Составьте схему электролиза расплава сульфата натрия. (Алгоритм 3.)

1.Составить уравнение диссоциации соли

2.Показать перемещение ионов к соответствующим электродам

3.Составить схемы процессов восстановления и окисления

K — : Na + + 1ē → Na 0 ,

4.Составить уравнение электролиза расплава соли

ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСТВОРОВ

Задание 1. Составить схему электролиза водного раствора хлорида натрия с использованием инертных электродов. (Алгоритм 1.)

1.Составить уравнение диссоциации соли

2. Выбрать ионы, которые будут разряжаться на электродах

Ионы натрия в растворе не восстанавливаются, поэтому идёт восстановление воды. Ионы хлора окисляются.

3.Составить схемы процессов восстановления и окисления

A + : 2Cl — — 2ē → Cl2

4.Составить уравнение электролиза водного раствора соли

Задание 2. Составить схему электролиза водного раствора сульфата меди ( II ) с использованием инертных электродов. (Алгоритм 2.)

1.Составить уравнение диссоциации соли

2. Выбрать ионы, которые будут разряжаться на электродах

На катоде восстанавливаются ионы меди. На аноде в водном растворе сульфат-ионы не окисляются, поэтому окисляется вода.

3.Составить схемы процессов восстановления и окисления

K — : Cu 2+ + 2ē → Cu 0

4.Составить уравнение электролиза водного раствора соли

Задание 3. Составить схему электролиза водного раствора водного раствора гидроксида натрия с использованием инертных электродов. (Алгоритм 3.)

1.Составить уравнение диссоциации щёлочи

2. Выбрать ионы, которые будут разряжаться на электродах

Ионы натрия не могут восстанавливаться, поэтому на катоде идёт восстановление воды. На аноде окисляются гидроксид-ионы.

3.Составить схемы процессов восстановления и окисления

K — : 2 H 2 O + 2ē → H 2 ↑ + 2 OH —

A + : 4 OH — — 4ē → 2 H 2 O + O 2

4.Составить уравнение электролиза водного раствора щёлочи

2 H 2 O = 2 H 2 ↑+ O 2 ↑, т.е. электролиз водного раствора щёлочи сводится к электролизу воды.

Запомнить. При электролизе кислородсодержащих кислот (H2SO4 и др .) , оснований ( NaOH , Ca ( OH )2 и др.) , солей активных металлов и кислородсодержащих кислот ( K2SO4 и др.) на электродах протекает электролиз воды: 2 H 2 O = 2 H 2 ↑+ O 2 ↑

Задание 4. Составить схему электролиза водного раствора нитрата серебра с использованием анода, изготовленного из серебра, т.е. анод – растворимый. (Алгоритм 4.)

1.Составить уравнение диссоциации соли

2. Выбрать ионы, которые будут разряжаться на электродах

На катоде восстанавливаются ионы серебра, серебряный анод растворяется.

3.Составить схемы процессов восстановления и окисления

K — : Ag + + 1ē→ Ag 0 ;

A + : Ag 0 — 1ē→ Ag +

4.Составить уравнение электролиза водного раствора соли

Ag + + Ag 0 = Ag 0 + Ag + электролиз сводится к переносу серебра с анода на катод.

Способ получения сульфата железа (II)

Номер инновационного патента: 26380

Скачать PDF файл.

Формула / Реферат

РЕФЕРАТ
Изобретение относится к области химии, в частности, к электрохимическим способам получения неорганического соединения сульфата железа (II).
Задачей предлагаемого изобретения является разработка электрохимического способа получения сульфата железа (II).
Электролиз проводят в электролизере объемом 150 мл при комнатной температуре, не разделяя электродные пространства. В качестве электродов применяют железные пластинки, электролитом служит раствор серной кислоты. Железные электроды поляризуют промышленным переменным током с частотой 50 Гц при плотностях тока — 200-500 А/ж. После электролиза электролит выпаривают, фильтруют. Затем соль в виде кристаллов высушивают.

Читать еще:  Как варить потолочный шов электродом?

Текст

(51) 01 49/14 (2012.01) 25 1/00 (2012.01) КОМИТЕТ ПО ПРАВАМ ИНТЕЛЛЕКТУАЛЬНОЙ СОБСТВЕННОСТИ МИНИСТЕРСТВА ЮСТИЦИИ РЕСПУБЛИКИ КАЗАХСТАН ОПИСАНИЕ ИЗОБРЕТЕНИЯ К ИННОВАЦИОННОМУ ПАТЕНТУ получения неорганического соединения-сульфата железа . Задачей предлагаемого изобретения является разработка электрохимического способа получения сульфата железа . Электролиз проводят в электролизере объемом 150 мл при комнатной температуре, не разделяя электродные пространства. В качестве электродов применяют железные пластинки, электролитом служит раствор серной кислоты. Железные электроды поляризуют промышленным переменным током с частотой 50 Гц при плотностях тока — 200500 А/м 2. После электролиза электролит выпаривают, фильтруют. Затем соль в виде кристаллов высушивают.(72) Баешов Абдуали Баешович Баешова Ажар Коспановна Абижанова Динара Аширалиевна Конурбаев Абибулла Ережепович Рахметова Кенжегуль Сагинбаевна Бекенова Гульмира Сатыбалдиевна(73) Акционерное общество Институт органического катализа и электрохимии им. Д.В.Сокольского(54) СПОСОБ ПОЛУЧЕНИЯ СУЛЬФАТА ЖЕЛЕЗА Изобретение относится к области химии, в частности,к электрохимическим способам получения неорганического соединения — сульфата железа . Сульфат железатехнический в основном применяется в качестве коагулянта при очистке воды, а также в химической промышленности,цветной металлургии, электроэнергетике. По существующему способу /Карякин Ю.В.,Ангелов И.И. Чистые химические вещества, М. Химия, 1974 — с 104 / сульфат железаполучают растворением металлического железа в серной кислоте 2442(1) Сущность способа заключается в следующем железо в виде проволоки или опилок растворяют в 15-20-ной 24 при температуре 70-80 С до тех пор, пока остаток железа совершенно не перестанет растворяться. Раствор подкисляют серной кислотой до кислой реакции и оставляют на 2-3 дня. После этого жидкость упаривают наполовину, пропуская при этом через раствор С 2, после чего оставляют раствор для кристаллизации в атмосфере С 2. На следующий день маточный раствор сливают,промывают кристаллы сначала водой, затем спиртом и, поместив препарат между листами фильтровальной бумаги,возможно быстрее,постоянно перемешивая, высушивают его при 30 С. Основными недостатками известного способа являются 1. Из-за высокой температуры процесса (7080 С) идет обильное парообразование, что негативно влияет на условие труда. 2. Низкая скорость и производительность процесса. Перечисленные недостатки являются существенными, так как они в целом удорожают процесс получения сульфата железаи ухудшают условия труда, а также синтез протекает с низкой скоростью. Задачей данного изобретения является разработка электрохимического способа получения сульфата железа. Способ позволяет интенсифицировать процесс растворения железа и снизить температуру синтеза, а также улучшить условия труда. Техническим результатом предлагаемого изобретения является интенсификация скорости реакции и удешевление процесса синтеза сульфата железа . Технический результат достигается способом получения сульфата железапутем электролиза под действием переменного тока с промышленной частотой 50 Гц с использованием железных электродов при оптимальных плотностях тока в растворе серной кислоты без разделения электродных пространств при комнатной температуре. Сущность способа заключается в том, что при поляризации железных электродов в сернокислом растворе промышленным переменным током в анодном периоде переменного тока железо окисляется с образованием двухвалентных ионов,которые в приэлектродном пространстве соединяются с сульфат-ионами с последующим образованием сульфата железа 242-4(2) В катодном полупериоде, из-за низкого перенапряжения выделения водорода в кислой среде на железном электроде восстанавливаются ионы водорода 2 Н 2 еН 2(3) Таким образом, в сернокислом растворе каждый железный электрод в анодном полупериоде переменного тока растворяется с образованием двухвалентных ионов железа с последующим образованием сульфата железа , а в катодном полупериоде на железном электроде выделяется водород по схеме (3). Как показывают результаты исследований,скорость растворения железа, соответственно,выход по току растворения железа (т.е. образование сульфата двухвалентного железа) зависят от плотности тока на железных электродах. Сущность предлагаемого изобретения иллюстрируется нижеследующим примером. Пример. Электролиз проводят в электролизере объемом 150 мл при комнатной температуре,электродные пространства не разделяют. В качестве электродов применяют железные пластинки (сталь 3), электролитом служит раствор серной кислоты(100 г/л). Электроды поляризуют промышленным переменным током с частотой 50 Гц при различных плотностях тока. После электролиза электролит выпаривают, фильтруют и образовавшуюся соль в виде кристаллов высушивают. В результате образуется сульфат железа . Количество образующегося сульфата железа зависит от выхода по току растворения железных электродов. Выход по току рассчитывался на анодный полупериод переменного тока. Данные,отражающие влияние плотности тока на железных электродах на скорость растворения железа и на выход по току растворения железа приведены в таблице. Таблица Влияние плотности тока на железных электродах на скорость их растворения и на выход по току его растворения (24100 г/л,0,5 час,20 С)./м 2 ВТ,Как видно из таблицы 1, максимальная величина скорости растворения и выхода по току растворения железного электрода наблюдается при плотностях тока, равной 200-500 А/м 2. Следует отметить, что при плотностях тока, выше 500 А/м 2 электролит начинает нагреваться,поэтому проводить электролиз при более высоких плотностях тока экономически нецелесообразно. Полученное соединение идентифицировано химическим и рентгенофазовым анализом,состав его соответствует формуле 4 7 Н 2. Следует отметить, что в отсутствии поляризации в растворе серной кислоты с концентрацией 100 г/л при комнатной температуре, скорость растворения железа составляет 0,63 мг/см 2 час, а при таких же условиях и при поляризации переменным током с плотностями тока 200-500 А/м 2 — 6,2-9,2 мг/см 2 час,то есть, скорость растворения железа при поляризации переменным током повышается более чем 9-14 раз. Таким образом,предложенный способ получения сульфата железапо сравнению с прототипом имеет следующие преимущества 1. Синтез протекает при комнатной температуре и при этом улучшаются условия труда. 2. Предлагаемый электрохимический способ получения сульфата железапозволяет интенсифицировать процесс растворения железа более чем 9-14 раз. ФОРМУЛА ИЗОБРЕТЕНИЯ Способ получения сульфата железа ,включающий растворение железа в растворе серной кислоты, с выпариванием раствора и отделением кристаллов соли фильтрацией и с последующей сушкой, отличающийся тем, что растворение железных электродов проводят путем электролиза при поляризации промышленным переменным током с частотой 50 Гц при плотностях тока на электродах — 200 — 500 А/м 2.

Химия. 11 класс

Конспект урока

Химия, 11 класс

Урок № 8. Химические источники тока. Ряд стандартных электродных потенциалов

Перечень вопросов, рассматриваемых в теме: урок посвящён устройству и принципу работы гальванического элемента и других химических источников тока. Учащиеся получат представление о ряде электродных потенциалов и возможностях его использования.

Гальванический элемент — химический источник электрического тока, основанный на взаимодействии двух металлов и/или их оксидов в электролите, приводящем к возникновению в замкнутой цепи электрического тока.

Электрод — электрический проводник, имеющий электронную проводимость и находящийся в контакте с ионным проводником — электролитом. В электрохимии — это часть электрохимической системы, включающая в себя проводник и окружающий его раствор

Анод — электрод, на котором происходит процесс окисления

Катод — электрод, на котором происходит процесс восстановления

Аккумулятор — химический источник тока многоразового действия

Топливный элемент — устройство, обеспечивающее прямое преобразования химической энергии в электрическую

Электрохимия — наука, которая изучает закономерности взаимного превращения химической и электрической форм энергии

Ряд стандартных электродных потенциалов — ряд металлов, расположенных в порядке возрастания значения их стандартных потенциалов

Стандартные условия — температура 25 о С, концентрация солей 1моль/л, давление 0,1МПа

Стандартный водородный электрод — электрод, использующийся в качестве электрода сравнения при различных электрохимических измерениях

Основная литература: Рудзитис, Г. Е., Фельдман, Ф. Г. Химия. 10 класс. Базовый уровень; учебник/ Г. Е. Рудзитис, Ф. Г, Фельдман – М.: Просвещение, 2018. – 224 с.

Дополнительная литература:

1. Рябов, М.А. Сборник задач, упражнений и тестов по химии. К учебникам Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман «Химия. 10 класс» и «Химия. 11 класс»: учебное пособие / М.А. Рябов. – М.: Экзамен. – 2013. – 256 с.

2. Рудзитис, Г.Е. Химия. 10 класс : учебное пособие для общеобразовательных организаций. Углублённый уровень / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – М. : Просвещение. – 2018. – 352 с.

Открытые электронные ресурсы:

  • Единое окно доступа к информационным ресурсам [Электронный ресурс]. М. 2005 – 2018. URL: http://window.edu.ru/ (дата обращения: 01.06.2018).

ТЕОРЕТИЧЕСКИЙ МАТЕРИАЛ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО ИЗУЧЕНИЯ

Химические источники тока

Рассмотрим знакомую нам окислительно-восстановительную реакцию. В раствор сульфата двухвалентной меди опустим цинковую пластинку. Со временем на поверхности цинка образуется красноватая пленка кристаллической меди. Синяя окраска раствора постепенно ослабевает. Это говорит о том, что протекает химическая реакция.

Cu 2+ + Zn = Zn 2+ + Cu

Молекулы воды отрывают ион цинка. Отдавая электроны, цинк является восстановителем. Ион меди – окислитель — принимает электроны. Электроны передаются от цинка к меди в месте соприкосновения металлов.

Давайте немного изменим условия проведения реакции. Цинковую пластинку опустим в сосуд с раствором сульфата цинка. Медную поместим в другой сосуд с раствором сульфата меди. Соединим пластинки с помощью металлического проводника. Теперь на цинковой пластинке идет окисление атомов цинка, а на медной восстанавливаются ионы меди. Электроны для их восстановления передаются теперь не напрямую, а по проводнику. Направленное движение электронов по этой внешней цепи и есть не что иное, как электрический ток.

Таким образом, произошло превращение энергии, полученной в результате химической реакции в электрическую. Устройство, в котором это осуществилось, получило название гальванический элемент.

Металлические пластинки или стержни называются электродами. Электроны перемещаются по внешней цепи от анода (цинка) к катоду (меди).

Образовавшиеся на аноде ионы цинка выходят в раствор и придают ему избыточный положительный заряд. В это же время у катода катионы меди восстанавливаются (принимают электроны), а оставшиеся в растворе анионы SO4 2- заряжают раствор отрицательно. Это препятствует дальнейшему течению процесса.

Читать еще:  Чем варят нержавейку какие электроды?

Чтобы не допустить этого, соединим сосуды стеклянной трубкой, которую заполним раствором хлорида калия с желатином. Теперь анионы будут двигаться в сторону цинка, а катионы – наоборот. Так будет поддерживаться электронейтральность растворов.

Гальванический элемент будет продолжать работу до полного растворения цинкового электрода или до восстановления всех ионов меди.

Впервые установку, в которой химическая реакция породила электрический ток, собрал Алессандро Вольта в 1800 году. Название «гальванический элемент» она получила позднее.

Теперь наука, которая изучает химические процессы, проходящие под действием электрического тока, а также процессы, в результате которых энергия химических реакций преобразуется в электрическую энергию, называется электрохимия.

Химические источники тока применяются очень широко. Знакомые нам «батарейки» — это разные варианты гальванических элементов. К сожалению, разрядившаяся батарейка уже не может быть восстановлена.

Этого недостатка лишены аккумуляторы, которые тоже представляют собой химические источники тока. Они устроены так, что израсходовав в процессе работы материалы электродов и электролит, способны вновь восстановить рабочие свойства после зарядки.

В свинцовом аккумуляторе чередуются решетчатые пластины, заполненные губчатым свинцом и диоксидом свинца. Электролитом служит серная кислота. Во время работы аккумулятора металлический свинец окисляется, а диоксид свинца восстанавливается.

Когда аккумулятор заряжают, то подключают его таким образом, чтобы ток шёл в направлении, противоположном тому, в котором двигались электроны во время работы. Благодаря этому, процессы окисления и восстановления на электродах поворачивают вспять. Теперь протекают обратные реакции, в результате которых снова появляются свинец, диоксид свинца и серная кислота.

Аккумулятор снова готов к работе.

Еще один источник преобразования химической энергии в электрическую – топливный элемент. Он подобен гальваническому элементу с той лишь разницей, что реагенты постоянно поступают в него извне. Поэтому он не разряжается и не требует электричества для повторной зарядки. Примером может служить водородный топливный элемент, перспективный для водородной энергетики.

Ряд стандартных электродных потенциалов

Вернемся к электродам и посмотрим поближе, что происходит там, где металл граничит с раствором.

Молекулы воды поляризованы и способны отрывать ионы металла. Удерживающиеся на поверхности электроны образуют отрицательно заряженный слой. К нему притягиваются из раствора катионы, образуя второй слой — положительный. Возникающую в двойном слое разность потенциалов называют электродным потенциалом, но определить его величину напрямую невозможно.

Однако есть такой электрод, которым пользуются для сравнения электродных потенциалов разных металлов. Он сделан из платины, но называется водородным, потому что водород пропускается через кислоту, в которой находится электрод. Благодаря платине, выступающей как катализатор, часть молекул водорода распадаются на атомы, которые окисляются на границе с кислотой. Одновременно идет и обратная реакция.

Разность потенциалов, возникающая в двойном электрическом слое водородного электрода, условно принимается за ноль.

Потенциал металла, измеренный относительно стандартного водородного электрода при концентрации ионов металла 1 моль/л и температуре раствора, равной 25 о С, называют стандартным электродным потенциалом металла.

Соберём гальванический элемент, соединив электрод из исследуемого металла со стандартным водородным электродом. Электролитом для металлического электрода послужит раствор соли этого металла, а для водородного, как всегда, кислота.

Зная, что электродвижущая сила вычисляется как разность потенциалов двух электродов, и, подставив ноль в случае водородного электрода, мы видим, что измеренная ЭДС и будет потенциалом исследуемого электрода.

Металлы, расположенные в порядке возрастания значений их стандартных потенциалов, составляют электрохимический ряд напряжений металлов или ряд стандартных электродных потенциалов. Еще одно название – ряд активности металлов.

Имея в своем распоряжении ряд напряжений, мы можем характеризовать химические свойства металлов:

  1. Чем меньше значение электродного потенциала металла, тем больше его восстановительная способность;
  2. Каждый металл, начиная с магния, вытесняет все следующие за ним металлы из растворов их солей (это касается металлов, не взаимодействующих с водой);
  3. Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, вытесняют его из разбавленных кислот (кроме азотной).

ПРИМЕРЫ И РАЗБОР РЕШЕНИЯ ЗАДАНИЙ ТРЕНИРОВОЧНОГО МОДУЛЯ

  1. Решение задачи на использование электрохимического ряда напряжений металлов

Условие задачи: Учитель загадал металл и дал ученикам три подсказки:

  • из соли ртути он вытеснит ртуть;
  • но не вытеснит водород из растворов кислот;
  • вам отгадать поможет вполне таблица, висящая на стене.

— Конечно, это ___, — засмеялись ученики, — только один металл подходит под ваше описание.

Вставьте в текст название металла.

Шаг первый: из таблиц выбираем «Электрохимический ряд напряжений металлов»

Шаг второй: находим металлы левее ртути, т.к. они вытесняют ртуть из растворов солей.

Шаг третий: из выбранных металлов находим те, что расположены правее водорода, т.к. они не вытесняют водород из растворов кислот.

Этим условиям отвечает только один металл – медь.

2. Решение задачи на расчеты по уравнению реакции

Условие задачи: Мастер решил покрыть железную фигурку слоем меди и поместил её в сосуд с раствором медного купороса. Он знал, что на изготовление фигурки было использовано ровно 120 г железа. Когда мастер достал фигурку из раствора, её масса оказалась уже 121,56 г. Сколько граммов меди осело на фигурке?

Шаг первый: Запишем уравнение реакции

Шаг второй: Выразим массу железа через массу меди.

Из уравнения реакции следует, что количество вещества выделившейся меди равно количеству вещества прореагировавшего железа

m(Fe)/56 = m(Cu)/64, тогда

Шаг третий: Рассчитаем массу меди.

Так как масса пластинки уменьшилась на величину массы прореагировавшего железа и увеличилась на величину массы выделившейся меди, можно записать равенство:

Учителю химии
картотека по химии (8 класс) на тему

ОВР ( ЗАДАЧИ И УПРАЖНЕНИЯ С РЕШЕНИЕМ ТИПОВЫХ И УСЛОЖНЕННЫХ ЗАДАЧ)

Скачать:

ВложениеРазмер
9117.zip54.3 КБ
9118.zip944.3 КБ
9119.zip417.89 КБ
9120.zip628.94 КБ

Предварительный просмотр:

Степень окисления (окислительное число). Окисление и восстановление

Степень окисления (о.ч.) элемента в соединении – это электрический заряд данного атома, вызванный смещением валентных электронов к более электроотрицательному атому.

Для вычисления степени окисления элемента в соединении следует исходить из следующих положений:

1) степени окисления элемента в простых веществах принимаются равными нулю;

2) алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав молекулы, равна нулю;

3) постоянную степень окисления в соединениях проявляют щелочные металлы (+1), металлы главной подгруппы II группы, цинк и кадмий (+2);

4) водород проявляет степень окисления +1 во всех соединениях, кроме гидридов металлов (NaH, CaH 2 и т.п.), где его степень окисления равна-1;

5) степень окисления кислорода в соединениях равна — 2, за исключением пероксидов (-1) и фторида кислорода OF 2 (+2).

Исходя из сказанного, легко, например, установить, что в соединениях NH 3 , N 2 H 4 , NH 2 OH, N 2 O, NO, HNO 2 , NO 2 и HNO 3 степень окисления азота соответственно равна -3, -2, -1, +1, +2, +3, +4, +5.

Окислительно-восстановительные реакции – это реакции связанные с передачей электронов, в результате этого изменяется степень окисления одного или нескольких участвующих в реакции элементов.

Отдача атомом электронов, сопровождающаяся повышением его степени окисления, называется окислением ; присоединение атомом электронов, приводящее к понижению его степени окисления, называется восстановлением . Вещество, в состав которого, входит окисляющийся элемент, называется восстановителем ; вещество, содержащее восстанавливающий элемент, называется окислителем .

2Al +3CuSO 4 = Al 2 (SO 4 ) 3 + 3Cu.

В рассмотренной реакции взаимодействуют два вещества, одно из которых служит окислителем (CuSO 4 ), а другое- восстановителем (алюминий). Такие реакции относятся к реакциям межмолекулярного окисления восстановления. Реакция:

3S + 6KOH = K 2 SO 3 + 2K 2 S +3H 2 O

служит примером реакции самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования), в которых функции окислителя и восстановителя выполняет один и тот же элемент. В последней реакции свободная сера (степень окисления 0) выступает одновременно в роли окислителя, восстанавливаясь до степени окисления -2 (K 2 S), и в роли восстановителя, окисляясь до степени окисления +4 (K 2 SO 3 ).

Подобные реакции возможны, если соответствующий элемент находится в исходном соединении в промежуточной степени окисления; так, в рассмотренном примере степень окисления свободной серы (0) имеет промежуточное значение между возможными максимальной (+6) и минимальной (-2)

степенями окисления этого элемента. В реакции:

(NH 4 )2Cr 2 O 7 = N 2 + Cr 2 O 3 + 4Н 2 O

восстанавливается хром, понижающий степень окисления от +6 до +3, а окисляется азот, повышающий степень окисления от -3 до 0. Оба эти элемента входят в состав одного и того же исходного вещества.

Реакции такого типа называются реакциями внутримолекулярного окисления-восстановления . К ним относятся, в частности, многие реакции термического разложения сложных веществ.

П р и м е р 0пределите степень окисления хлора в KClO 3 .

Решение Неизвестная степень окисления атома хлора в KClO 3 может быть определена путем следующего рассуждения: в молекулу входит один атом калия со степенью окисления +1 и три атома кислорода, каждый из которых имеет степень окисления -2, а общий заряд всех атомов кислорода -6.

Для сохранения электронейтральности молекулы атом хлора должен иметь степень окисления +5.

П р и м е р Определите степень окисления хрома в K 2 Cr 2 O 7 .

Решение Используя выше приведенные рассуждения, находим, что на два атома хрома в молекуле K 2 Cr 2 O 7 приходится 12 положительных зарядов, а на один + 6. Следовательно, окислительное число хрома +6.

П р и м е р Какие окислительно-восстановительные свойства могут проявлять следующие соединения Na 2 S, S, SO 2 , H 2 SO 4 ?

Решение ВNa 2 S окислительное число серы -2, т.е. сера имеет законченную электронную конфигурацию и не способна к присоединению, а способна только к потере электронов. Следовательно, Na 2 S в окислительно-восстановительных реакциях проявляет только восстановительные свойства.

Ссылка на основную публикацию
ВсеИнструменты
Adblock
detector