Ряд напруг металів.

Рівняння електродного процесу	Стандартний електродний потенціал при 25 °С, В	Рівняння електродного процесу	Стандартний електродний потенціал при 25 °С, В
Li+ + 1e = Li0	–3,045	Co2+ + 2e = Co0	–0,277
Rb+ + 1e = Rb0	–2,925	Ni2+ + 2e = Ni0	–0,250
K+ + 1e = K0	–2,925	Sn2+ + 2e = Sn0	–0,136
Cs+ + 1e = Cs0	–2,923	Pb2+ + 2e = Pb0	–0,126
Ca2+ + 2e = Ca0	–2,866	Fe3+ + 3e = Fe0	–0,036
Na+ + 1e = Na0	–2,714	2H+ + 2e = H2	0
Mg2+ + 2e = Mg0	–2,363	Bi3+ + 3e = Bi0	0,215
Al3+ + 3e = Al0	–1,662	Cu2+ + 2e = Cu0	0,337
Ti2+ + 2e = Ti0	–1,628	Cu+ +1e = Cu0	0,521
Mn2+ + 2e = Mn0	–1,180	Hg22+ + 2e = 2Hg0	0,788
Cr2+ + 2e = Cr0	–0,913	Ag+ + 1e = Ag0	0,799
Zn2+ + 2e = Zn0	–0,763	Hg2+ + 2e = Hg0	0,854
Cr3+ + 3e = Cr0	–0,744	Pt2+ + 2e = Pt0	1,2
Fe2+ + 2e = Fe0	–0,440	Au3+ + 3e = Au0	1,498
Cd2+ + 2e = Cd0	–0,403	Au+ + 1e = Au0	1,691

У більш простому вигляді ряд напруг металів можна представити так:

Закони електролізу.

Кількісні закономірності електролізу встановив англійський вчений М. Фарадей у 30-х рр. ХІХ ст. На основі власних досліджень він сформулював закони.

Нехай за час t через електроліт буде перенесено заряд. Кількість іонів, які досягли електрода, дорівнюватиме:

,

де q₀ = Ze - заряд іона; Z - валентність іона; e - елементарний заряд.

Кількість іонів N дорівнює кількості атомів речовини, що виділиться на електроді, а маса виділеної речовини:

,

де m₀ - маса одного атома, μ - молярна маса речовини.

Для кожного хімічного елемента можна у виразі виділити сталу величину k, яку називають електрохімічним еквівалентом речовини:

У СІ електрохімічний еквівалент вимірюють у кілограмах на кулон:

[k] = кг/Кл.

Виходячи з цього можна записати, що

m = kq = kIΔt.                       (1)

Маса речовини, яка виділяється на катоді за час t, пропорційна силі струму і часу. Це твердження, встановлене експериментально Фарадеєм (1831 р.), має назву першого закону Фарадея для електролізу.

Електрохімічний еквівалент речовини визначено для всіх хімічних елементів. Він є табличною величиною, але його не важко розрахувати: ,

де - хімічний еквівалент речовини. Добуток числа Авогадро на заряд електрона називають сталою Фарадея:

F = N_A∙e = 6,02·10²³ 1/моль∙ 1,6·10 ^-19 Кл = 96500 Кл/моль.

Стала Фарадея дорівнює заряду, під час перенесення якого одновалентними іонами через розчин або розплав електроліту виділяється 1 моль речовини.

З цих міркувань вираз набуде вигляду: .        (2)                    

Дана формула виражає другий закон Фарадея для електролізу: електрохімічні еквіваленти різних речовин прямо пропорційні їх хімічним еквівалентам. Якщо у вираз (1) підставити співвідношення (2), то отримаємо об'єднаний закон Фарадея для електролізу:

Явище електролізу має широке застосування в електрометалургії (добування чистих металів); у гальваностегії (нанесення металевих покриттів для запобігання корозії металів); у гальванопластиці (виготовлення копій з матриць) тощо. Будову хімічних джерел струму (гальванічних елементів та акумуляторів) також засновано на процесах взаємодії металів з електролітами.

Хід роботи.

1. Виберіть один із двох електродів і позначте його, наприклад, шматочком пластиліну. Це буде ваш катод.

2. За допомогою терезів визначте його масу якомога точніше.

3. Зберіть коло за схемою, послідовно з'єднавши всі прилади між собою. Пам'ятайте, що катод треба з'єднувати з негативним полюсом джерела струму.

4. Замкніть коло та одночасно ввімкніть секундомір.

5. Спостерігайте процес електролізу протягом 20 хвилин; при цьому слідкуйте за показаннями амперметра та регулюйте силу струму за допомогою реостата так, щоб її значення було постійним впродовж усього досліду.

6. По закінченні процесу вимкніть струм і вийміть катод із розчину, одночасно вимкніть секундомір і запишіть його показання до таблиці.

7. Обережно покладіть катод на серветку і дайте трохи підсохнути.

8. Спостерігайте появу на катоді шару міді, який має червоний відтінок. 9. За допомогою терезів визначте масу катода після електролізу. 10.Знайдіть у підручнику або довіднику табличне значення електрохімічного еквіваленту міді (або іншого металу, сіль якого входить до складу електроліту). 11.Запишіть отримані дані у таблицю.

Маса катода		Маса міді m=m2-m1, кг	Сила струму І, А	Час t, с	Електрохімічний еквівалент міді k, кг/Кл
До електролізу m1, кг	Після електролізу m2, кг

12.Визначте масу міді за заковом Фарадея для електролізу m = kІt 13.Порівняйте значення маси, отримані за результатами обчислень та результатами досліду. 14.Зробіть висновки щодо закономірностей перебігу процесу електролізу та справедливості закону Фарадея для обчислення маси речовини, яка виділилася на катоді.

15.Запишіть висновки