Порядок проведения работы

Цель работы: изготовление гальванического элемента, изучение работы гальванического элемента, расчет ЭДС элемента.

Изготовим медный электрод. Для этого берем склянку с раствором CuSO₄ (раствор голубого цвета) и наполняем первый стакан на 2/3 его высоты раствором сульфата меди.

Изготовим цинковый электрод. Для этого берем склянку с раствором ZnSO₄ (бесцветный раствор) и наполняем второй стакан на 2/3 его высоты раствором сульфата алюминия.

Взять медную и цинковую пластины и опустить их в стакан с растворами.

Взять металлический провод и соединить его одним концом клеммами с медной пластинкой, а другим концом – с гальванометром. Другой металлический провод соединяем одним концом с цинковой пластинкой, а другим концом – со вторым полюсом гальванометра. Таким образом, мы соединили через гальванометр две металлические пластинки.

Берем электролитный мостик (U-образная стеклянная трубка) и одним концом опускаем в стакан с раствором сульфата меди и с медной пластинкой, а другим концом – в стакан с раствором сульфата цинка и с цинковой пластинкой. Цепь оказалась замкнутой.

Наблюдаем отклонение стрелки гальванометра.

В отчете:

˗ составить электрохимическую схему медно-цинкового гальванического элемента,

˗ написать уравнения процессов, идущих на медном и цинковом электродах,

˗ написать молекулярное уравнение окислительно-восстановительной реакции протекающей при работе медно-цинкового гальванического элемента,

˗ рассчитать ЭДС при стандартных условиях и при концентрации ионов металлов в растворе, равной 0,001 моль/л.

Последовательность действий:

1. Взять бутылку с CuSO₄и налить вещество в первый стакан (нажатие ЛКМ на бутылу);

2. Взять бутылку с ZnSO₄и налить вещество во второй стакан (нажатие ЛКМ на бутылу);

3. Взять мостик из медной и цинковой пластин и поместить его в стаканы с растворами (нажатие ЛКМ на мостик из пластин);

4. Взять металлические провода с клеммами и подключить их к мостику из пластин и гальванометру (нажатие ЛКМ на провода);

5. Взять электролитный мостик и поместить его в стаканы (нажать ЛКМ на мостик);

6. Наблюдаем отклонение стрелки гальванометра в сторону CuSO₄.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

Для гальванического элемента, составленного парой металлов (определяется в соответствие с № варианта), опущенных в растворы собственных солей при Т=298К:

˗ составьте электрохимическую схему,

˗ напишите уравнения электродных процессов и токообразующей реакции,

˗ рассчитайте стандартную ЭДС;

˗ изменится ли ЭДС гальванического элемента, если взять растворы солей не 1М, а 0,01М концентрации? Обоснуйте ответ с помощью соответствующих расчетов.

Вариант	Пара металлов
1.	Алюминий и серебро (мой)
2.	Марганец и медь
3.	Цинк и свинец
4.	Магний и серебро
5.	Алюминий и железо
6.	Марганец и хром
7.	Цинк и железо
8.	Железо и медь
9.	Кадмий и серебро
10.	Кобальт и магний
11.	Никель и марганец
12.	Олово и цинк
13.	Свинец и алюминий
14.	Магний и висмут
15.	Медь и магний
16.	Серебро и свинец
17.	Ртуть и олово
18.	Магний и цинк
19.	Цинк и висмут
20.	Железо и свинец
21.	Кадмий и магний
22.	Никель и алюминий
23.	Олово и медь
24.	Ртуть и марганец
25.	Олово и кобальт
26.	Алюминий и цинк
27.	Магний и свинец
28.	Медь и кадмий
29.	Олово и железо
30.	Алюминий и медь
31.	Алюминий и серебро
32.	Марганец и медь
33.	Цинк и свинец
34.	Магний и серебро
35.	Алюминий и железо
36.	Марганец и хром
37.	Цинк и железо
38.	Железо и медь
39.	Кадмий и серебро
40.	Кобальт и магний
41.	Никель и марганец
42.	Олово и цинк
43.	Свинец и алюминий
44.	Магний и висмут
45.	Медь и магний
46.	Серебро и свинец
47.	Ртуть и олово
48.	Магний и цинк
49.	Цинк и висмут
50.	Железо и свинец
51.	Кадмий и магний
52.	Никель и алюминий
53.	Олово и медь
54.	Ртуть и марганец
55.	Олово и кобальт
56.	Алюминий и цинк
57.	Магний и свинец
58.	Медь и кадмий
59.	Олово и железо
60.	Алюминий и медь

РЕКОМЕНДАЦИИ ПО ОФОРМЛЕНИЮ ОТЧЕТА

Оформление отчета по выполненной ВЛР начинается с титульного листа! Рекомендуемая форма оформления титульного листа представлена ниже:

Лабораторная работа № 4 «Гальванический элемент» Цель работы: знакомство с принципом работы гальванического элемента. Вариант 45 Выполнил: Иванов И.И., гр. БСб(до)з-15 (ЦДО) Дата выполнения работы 08.11.2015 г.

Составьте отчет по лабораторной работе в соответствии с рекомендуемым планом:

1. Напишите название опыта.

2. Сделайте рисунок собранного гальванического элемента.

3. Запишите наблюдения.

6. Выпишите из таблицы № 9 «Таблица основных свойств элементов и их соединений» стандартные электродных потенциалы Ме₁ и Ме₂; определите, какой электрод будет являться анодом, а какой – катодом.

4. Составьте электрохимическую схему гальванического элемента, указав на ней направление движения частиц, обуславливающих электрический ток во внешней и внутренней цепи гальванического элемента.

5. Напишите уравнения процессов, протекающих на электродах гальванического элемента, и суммарное уравнение токообразующей химической реакции в молекулярном и ионно-молекулярном виде.

6. Вычислите стандартную ЭДС данного ГЭ.

7. Сделайте вывод о принципе работы гальванического элемента.

8. Ответьте на контрольный вопрос, в соответствие с № Вашего варианта.

Методическое обеспечение: Обухов В.М.

Редактор: Гордеева Ю.В.

3D графика: Дубин А.Н.

Script программирование: Демидов В.В.

Управление проектом: Сергиенко Е.В.

Лабораторная работа

Тема «Электролиз водных растворов солей»

Раздел «Электрохимические процессы»

ВВЕДЕНИЕ

Цель работы – ознакомление с процессами, протекающими на растворимых и нерастворимых анодах при электролизе водных растворов электролитов.

ТЕОРИЯ

Краткие теоретические положения^[1]

Электролизом называются совокупность окислительно-восстановительные реакции, протекающие на электродах в растворе или расплаве электролита под действием постоянного электрического тока, подаваемого от внешнего источника. Для процеcсов электролиза DG>0, т.е. при стандартных условиях они самопроизвольно не идут.

При электролизе происходит превращение электрической энергии в химическую. Устройство, в котором проводят электролиз, называют электролизером. На отрицательном электроде электролизера (катоде) происходит процесс восстановления – присоединения окислителем электронов, поступающих из электрической цепи, а на положительном электроде (аноде) – процесс окисления – переход электронов от восстановителя в электрическую цепь.

Процесс электролиза наглядно изображают схемой, на которой приводят: уравнение диссоциации электролита, направление движения ионов, уравнения реакций, протекающих на каждом электроде, уравнение реакции суммарного процесса.

Простейший случай электролиза – электролиз расплава электролита (например, КВr), когда электролит состоит из одного вида катионов (К⁺) и одного вида анионов (Вr) и никаких других частиц, способных участвовать в электролизе, нет.

Так, процесс электролиза расплава бромида калия можно представить следующей схемой:

KBr = K⁺ + Br^-

(-) катод анод (+)

K⁺ Br^-

K⁺ + = K 2Br^- – 2 = Br₂

Суммарное уравнение:

2K⁺ + 2Br^-= 2K + Br₂или

2KBr = 2K + Br₂

В процессах электролиза растворов электролитов участвуют молекулы воды. При определении продуктов электролиза водных растворов электролитов можно в простейших случаях руководствоваться следующими положениями:

1. Катодные процессы.

- Катионы металлов, имеющих стандартный электродный потенциал больший, чем у водорода (Cu²⁺, Ag⁺, Hg²⁺, Au³⁺ и др. катионы малоактивных металлов – см. р.11.2), при электролизе практически полностью восстанавливаются на катоде:

Meⁿ⁺ + neˉ " Me.

- Катионы металлов, потенциал которых значительно меньше, чем у водорода (стоящих в «Ряду напряжений» от Li⁺ до Al³⁺ включительно, т.е. катионы активных металлов), не восстанавливаются на катоде, так как на катоде восстанавливаются молекулы воды:

2Н₂О + 2еˉ ® Н₂ + 2ОН.

Электрохимическое выделение водорода из кислых растворов происходит вследствие разряда ионов водорода:

2Н⁺ + 2еˉ " Н₂.

- Катионы металлов, имеющих стандартный электродный потенциал, меньше, чем у водорода, но больше чем у алюминия (стоящих в «Ряду напряжений» от Al³⁺ до 2Н⁺ - катионы металлов средней активности), при электролизе на катоде восстанавливаются одновременно с молекулами воды:

Меⁿ⁺ + neˉ ® Me

2Н₂О + 2еˉ ® Н₂ + 2ОН.

2. Анодные процессы.

На аноде в первую очередь идут процессы, характеризуемые наиболее отрицательным потенциалом, т.е. в первую очередь окисляются сильные восстановители.

Обычно аноды подразделяют на инертные (нерастворимые) и активные (растворимые или металлические). Для изготовления инертных электродов используют уголь, графит, титан, платиновые металлы, имеющие значительный положительный электродный потенциал, или покрытые устойчивой защитной пленкой. Активные электроды изготавливают из металлов, ионы которых присутствуют в растворе электролита - меди, цинка, серебра, железа, никеля и др.

На инертном аноде окисляются анионы бескислородных кислот (например, S^2-, I^-, Br^-, Cl^-). Если же раствор содержит анионы кислородосодержащих кислот (например, SO₄^2-, SO₃^2-, NO₃^-, CO₃^2-, PO₄^3- и др.), то на аноде окисляются не эти ионы, а молекулы воды:

2H₂O – 4 = O₂↑ + 4H⁺

Активный анод при электролизе окисляется, растворяясь:

Me – n = Meⁿ⁺

Выход по току. Если потенциалы двух или нескольких электродных реакций равны, то эти реакции протекают на электроде одновременно. При этом прошедшее через электрод электричество расходуется на все эти реакции. Доля количества электричества, расходуемая на превращение одного из веществ (Вj), называется выходом по току этого вещества

где: Qj – количество электричества, израсходованное на превращение j вещества; Q – общее количество электричества, прошедшее через раствор.

Закон Фарадея. Теоретическое соотношение между количеством прошедшего электричества и количеством вещества, окисленного или восстановленного на электроде, определяется законом Фарадея, согласно которому масса электролита, подвергшаяся химическому превращению, а также масса веществ, выделившихся на электродах, прямо пропорциональны количеству прошедшего через электролит электричества и молярным массам эквивалентов веществ:

m = M_эIt/F,

где m – масса электролита, подвергшаяся химическому превращению, или масса веществ – продуктов электролиза, выделившихся на электродах, г;

M_э – молярная масса эквивалента вещества, г/моль;

I– сила тока, А;

t – продолжительность электролиза, с;

F – число Фарадея – 96480 Кл/моль.

Примеры

1. Как протекает электролиз водного раствора сульфата натрия с угольным (инертным) анодом?

Решение.

Na₂SO₄ = 2Na⁺+ SO

H₂O D H⁺+ OH

(-) K		A (+)
Na⁺, H₂O (H⁺)		SO₄^2-, H₂O (OH)
		= 0,82B
		= 2,01B
2\| 2H₂O + 2eˉ= H₂ + 2OH		2H₂O – 4eˉ = O₂ + 4H⁺

Суммарное уравнение:

6Н₂О = 2Н₂ + О₂ + 4ОН + 4Н⁺

или в молекулярной форме

6Н₂О + 2Na₂SO₄ = 2Н₂ + О₂ + 4NaОН + 2Н₂SO₄.

В прикатодном пространстве накапливаются ионы Na⁺ и ионы ОН^-, т.е. образуется щелочь, а около анода среда становится кислой за счёт образования серной кислоты. Если катодное и анодное пространство не разделены перегородкой, то ионы Н⁺ и ОН образуют воду, и уравнение примет вид

2Н₂О = 2Н₂ + О₂.

Таким образом, электролиз водного раствора сульфата натрия сводится к электролизу воды, а растворённая соль остаётся неизменной.

2. Как протекает электролиз водного раствора хлорида меди (II) CuCl₂ с угольным (инертным) анодом?

Решение.

CuCl₂ = Cu²⁺+ 2Cl

H₂O D H⁺ + OH.

(-) K		А (+)
Cu²⁺, H₂O (H⁺)		Cl, H₂O (ОH)


		из-за анодной поляризации при высоких i протекает процесс:
Cu²⁺ + 2e^–= Сu		2Cl - 2e^–= Сl₂

Суммарное уравнение:

Cu²⁺+ 2Cl = Cu+ Cl₂

или в молекулярной форме: CuCl₂=Cu+ Cl₂.

3. Как протекает процесс электролиза раствора сульфата цинка с угольным (инертным) анодом?

Решение.

ZnSO₄ = Zn²⁺ + SO

H₂O D H⁺ + OH

(-) K		(+) A
Zn²⁺, H₂O (H⁺)		SO₄^2-, H₂O (OH^-)


Из-за катодной поляризации протекают два процесса:
Zn²⁺ + 2e^–= Zn		2Н₂О - 4е^– = О₂ + 4Н⁺
2Н₂О +2е^– = Н₂ + 2ОН

Суммарное уравнение реакции в данном примере написать нельзя, т.к. неизвестно, какая часть общего количества электричества идет на восстановление воды, а какая – на восстановление ионов цинка.

4. Как протекает электролиз водного раствора сульфата меди (II) с активным анодом?

Решение.

CuSO₄ = Cu²⁺+ SO

H₂O D H⁺ + OH

(-) K		А (Cu) (+)
Cu²⁺, H₂O (H⁺)		SO, H₂O (ОH)



Сu²⁺ + 2e^–= Сu		Cu - 2e^–= Сu²⁺

Ионы меди перемещаются от анода к катоду и восстанавливаются до чистой меди. Суммарное уравнение электролиза с растворимым анодом написать нельзя. Концентрация CuSO₄ в растворе при этом останется постоянной.

Этот процесс применяется для электролитической очистки меди (электролитическое рафинирование).

5. Как протекает электролиз водного раствора хлорида цинка с активным анодом?

Решение.

ZnCl₂ = Zn²⁺+ 2Cl

H₂O D H⁺ +OH^-

(-) K		A (Zn) (+)
Zn²⁺, H₂O(H⁺)		Cl, H₂O (OH)


Из-за катодной поляризации
будут протекать два процесса:
Zn²⁺ + 2e^–= Zn		Zn – 2e^–= Zn²⁺ \| 2
2Н₂О +2е^–=Н₂+ 2ОН