Експериментальна частина Дослід 1. Порівняння хімічної активності металів.

У чотири пробірки помістіть по одній гранулі заліза і в кожну з них долийте по 10-15 крапель розчинів солей алюмінію, нікелю, цинку, міді.

Що спостерігається ? Які метали із розчинів їх солей витиснуло залізо?

Випишіть стандартні електронні потенціали металів (Додатки, 9), що були в досліді, та розставте їх в ряд за зменшенням відновних властивостей.

Напишіть рівняння реакцій.

Дослід 2. Гальванічні елементи.

Складіть один з гальванічних елементів (рис. 13)

Ni / NiSO₄ // CuSO₄ / Cu

Zn / ZnSO₄ // CuSO₄ / Cu

Cd / CdSO₄ // CuSO₄ / Cu

Zn / ZnSO₄ // NiSO₄ / Ni

В склянки налийте відповідні розчини солей і закрийте їх кришкою, в яку вставте відповідні електроди з припаяними до них ізольованими проводами. Електроди занурте в розчин своєї солі і з’єднайте їх електричним проводом з вольтметром. З’єднайте склянки з розчинами електролітним мостом, наповненим насиченим розчином KCl з агар-агаром.

Спостерігайте відхилення стрілки вольтметра.

а) Запишіть схему хімічного ланцюга елемента в йонній і молекулярній формах.

б) Напишіть електронні рівняння електродних процесів.

в) За допомогою рівняння Нернста розрахуйте величини рівноважних потенціалів електродів, які використовувались в елементі.

г) Розрахуйте ЕРС і порівняйте її з виміряною в досліді напругою.

Дослід 3. Складання концентраційного гальванічного елемента.

Складіть гальванічний елемент (див. дослід1) тільки з тією різницею, що в одну склянку налийте 1М розчин ZnSO₄, а в другу склянку – 0,01М розчин ZnSO₄.

Чи відхиляється стрілка вольтметра?

а) Запишіть схему хімічного ланцюга елемента.

б) Напишіть електронні рівняння електродних процесів.

в) Визначте електродні потенціали кожного електрода.

г) Розрахуйте ЕРС і порівняйте її з виміряною в досліді напругою.

Контрольні питання і задачі

1. Як побудований гальванічний елемент?

2. Які фактори впливають на потенціал металічного електрода і яким рівнянням описується ця залежність?

3. Які гальванічні елементи називаються концентраційними?

4. Як обчислити ЕРС гальванічного елемента?

5. Складіть схему, напишіть електронні рівняння електродних процесів і розрахуйте ЕРС гальванічного елемента, який складається із магнієвої і кадмієвої пластинок, занурених у розчин їх солей, якщо C_Mg²⁺= 0.01моль/л; C_Cd²⁺ =0.1моль/л

Відповідь: 1,967 В.

6. Чи змінюється маса цинкової пластинки, якщо її на деякий час занурити в розчини:

а) CuSO₄; б) MgSO₄; в) Pb(NO₃)₂. Чому?

Складіть рівняння відповідних реакцій.

7. Складіть схеми двох гальванічних елементів, в одному із котрих мідь була б катодом, а в другому - анодом. Напишіть для кожного з цих елементів електронні рівняння реакцій, які протікають на катоді і на аноді.

8. Марганцевий електрод в розчині його солі має потенціал –1,23В. Розрахуйте концентрацію йонів Mn²⁺ в моль/л.

Відповідь: 1,89·10^-2 моль/л.

Робота 17 Електроліз

Мета роботи – ознайомлення з процесами, які протікають на електродах при електролізі водних розчинів електролітів.

Теоретична частина.

Електроліз – це сукупність окисно–відновних процесів, які протікають на поверхні електродів при проходженні постійного електричного струму через розчин або розплав електроліту.

При електролізі протікає перетворення електричної енергії в хімічну.

Електроліз проводиться в електролізерах, основними складовими частинами якого є два електроди і електроліт між ними.

На негативному електроді електролізера (катоді) протікає процес відновлення, на позитивному електроді (аноді) – процес окиснення.

На електроліз впливає матеріал аноду, розчинник і склад електроліту. Тому необхідно розглядати окремо процеси електролізу розплавів і розчинів, а також процеси електролізу з інертним і розчинним анодами.

Інертні аноди виготовляють із платини, іридію або їх сплавів, а також із графіту або вугілля. У процесі електролізу вони не розчиняються.

Найпростішим прикладом є електроліз натрій хлориду.

Схема електролізу розплаву NaCl.

NaCl  Na⁺ + Cl^-

(-) на катоді (+) на аноді

Na + ē = Na 2Cl^- 2ē = Cl₂

У процесі електролізу водних розчинів, які поряд з молекулами води і йонами електроліту можуть містити також йони Н⁺ в кислому середовищі, ОН^- - у лужному, завжди слід враховувати, що на катоді в першу чергу відновлюватимуться йони і молекули з найвищим електродним потенціалом, а на аноді – окислюватимуться йони та молекули з найменшими електродними потенціалами.

При цьому на катоді можливі три випадки:

1. Першими на катоді відновлюються окисники, у яких електродні потенціали вищі, ніж потенціал водневого електрода. Це, наприклад, йони Au⁺, Ag⁺, Cu²⁺, йони платинових металів. Відновлення відбувається за схемою:

Meⁿ⁺+ nē =Me

2. На катоді йде розрядка катіонів металів, потенціал яких нижчий, ніж у водневого електрода, але виший, ніж у алюмінієвого (від Mn²⁺ до Sn²⁺). Одночасно з ними можливе відновлення йонів водню (в кислому середовищі)

2Н⁺ + 2ē = Н₂

і відновлення молекул води (в нейтральному і лужному середовищі)

2Н₂О + 2ē = 2ОН^- + Н₂

3. Катіони металів, у яких потенціали нижчі, ніж у алюмінію (від Li⁺ до Al³⁺) із водних розчинів на катоді не відновлюються.

Замість них відновлюються молекули води:

2Н₂О + 2ē = 2ОН^- + Н₂

Характер реакцій на аноді залежить від присутності води, pH середовища і матеріалу анода.

У водних розчинах електролітів на інертному аноді спочатку окиснюються найбільш сильні відновники, тобто речовини з найбільш негативним потенціалом, наприклад, йони S^2- , галогенід-йони та ін. Потім у лужному середовищі окиснюються йони гідроксиду:

4ОН^- = О₂ + 2Н₂О + 4ē Е⁰ = 0,401 В;

у кислому або нейтральному середовищі окислюються молекули води, якщо в розчині є аніони SO₄^2-, NO₃^-, ClO₃^-, PO₄^3-:

2H₂O = O₂ + 4H⁺ + 4ē E⁰ = 1.228 B

Послідовність окиснення аніонів і молекул на інертному аноді можна показати у вигляді такого ряду:

П ри проведенні електролізу з активним анодом матеріал аноду розчиняється:

Me = Meⁿ⁺ + nē

Процеси електролізу кількісно описуються законами Фарадея:

де m – маса утвореної речовини на електроді, г;

М_екв – молярна маса еквівалентів речовини, г/моль;

М – молярна маса речовини, г/моль;

n – кількість взятих чи відданих електронів;

І – сила струму, А;

t – час , с;

F – стала Фарадея, F = 96485 кл/моль.