Лабораторные работы

Работа 1. ОПРЕДЕЛЕНИЕ ПОТЕНЦИАЛОВ ОТДЕЛЬНЫХ ЭЛЕКТРОДОВ

Абсолютные значения электродных потенциалов технически не возможно определить, поэтому пользуются относительными значениями, полученными путем измерения разности электродных потенциалов исследуемого электрода и стандартного. Принятым стандартным электродом является стандартный водородный электрод (СВЭ).

Кроме стандартного водородного электрода, можно применять и другие электроды сравнения. Чаще всего для этой цели используют хлорсеребряный электрод.

Как правило, потенциалы различных электродов приводят в так называемой «водородной шкале» потенциалов (табл. 1). Величина потенциала хлорсеребряного электрода, измеренная относительно СВЭ, равна 0,222 В. Поэтому расчет значения потенциала электрода, измеренного относительно хлорсеребряного электрода по водородной шкале, следует проводить по формуле

где - потенциал электрода по водородной шкале, В,

- потенциал электрода, измеренный относительно хлорсеребряного электрода, В.

Для измерения потенциала какого-либо электрода необходимо составить цепь из исследуемого электрода и электрода сравнения. Такая система из двух электродов, соединенных электролитическим мостиком или полупроницаемой перегородкой , называется гальваническим элементом, а разность потенциалов между этими электродами – электродвижущей силой гальванического элемента (ЭДС).

Цель работы. Определить стандартные потенциалы медного, цинкового электродов.

Приборы и реактивы. рН-метр, хлорсеребряный электрод, солевой мостик, цинковая пластина, медная пластина, 1 М растворы солей ZnSO₄ и CuSO₄, провода, наждачная бумага.

Выполнение работы.

1. Собрать стандартный медный электрод: хорошо зачищенную медную пластину погрузить в 1 М раствор;

2. Соединить медный электрод с хлорсеребряным электродом при помощи солевого мостика;

3. Оба электрода подсоединить к рН-метру. Измерить разность потенциалов.

4. Записать измеренную величину ЭДС.

Аналогичные измерения провести с цинковым электродом.

Рассчитать величины потенциалов электродов по водородной шкале. Определить знаки потенциалов электродов. Из табл. 1 выписать теоретические значения стандартных потенциалов исследованных электродов, сравнить их с экспериментально полученными величинами. Рассчитать абсолютную и относительную погрешность измерений.

, где ε – абсолютная погрешность измерения, Е^теор.- теоретическое значение потенциала, Е^эксп. – измеренное значение потенциала.

, где δ – относительная погрешность измерения.

Работа 2. ИЗМЕРЕНИЕ ЭДС ГАЛЬВАНИЧЕСКОГО ЭЛЕМЕНТА

Гальванические элементы принято записывать в виде схем. Например, схема медно-цинкового элемента (элемента Даниэля-Якоби) может быть представлена следующим образом:

(-)Zn│ZnSO₄║CuSO₄│Cu(+) или (-)Zn│Zn²⁺║Cu²⁺│Cu(+)

Каждая вертикальная черта на схеме означает границу раздела фаз: одна - между металлом и раствором, две – между растворами.

Электрод с меньшим потенциалом записывается со знаком (-) слева и называется анодом. Электрод с большим значением потенциала называется катодом и записывается справа со знаком (+). На аноде всегда происходит процесс окисления, на катоде – процесс восстановления. Если замкнуть цепь, то электроны по внешней цепи от цинка пойдут к меди ( от металла с меньшим потенциалом к металлу с большим). По мере удаления электронов с цинковой пластины ионы цинка переходят в раствор. Цинк окисляется:

Zn – 2e → Zn²⁺ (анодный процесс)

Электроны, поступающие к медной пластине, восстанавливают ионы меди из раствора ее соли:

Cu²⁺ + 2e → Cu (катодный процесс)

Суммируя процессы, идущие на обоих электродах, получаем ионное уравнение окислительно-восстановительной реакции, за счет которой возникает электрический ток. Такое уравнение называется уравнением токообразующей реакции:

Zn + Cu²⁺ →Zn²⁺ + Cu

ЭДС такого гальванического элемента можно рассчитать, вычитая из потенциала катода потенциал анода. ЭДС стандартного медно-цинкового гальванического элемента (Е⁰):

Цель работы. Определить ЭДС следующих гальванических элементов:

(-)Zn│ZnSO₄║CuSO₄│Cu(+)

(-)Zn│ZnSO₄║NiSO₄│Cu(+)

(-)Ni│NiSO₄║CuSO₄│Cu(+)

Приборы и реактивы. рН-метр, цинковая, никелевая, медная пластины (электроды), 1М растворы ZnSO₄, NiSO₄, CuSO₄, солевой мостик, провода, наждачная бумага, сосуды для электродов.

Выполнение работы.

1. Собрать стандартные электроды. Хорошо зачищенные медную и цинковую пластины погрузить соответственно в растворы 1М CuSO₄ и 1М ZnSO₄.

2. Собрать гальванический элемент. Замкнуть внешнюю цепь – подсоединить электроды к рН-метру. Замкнуть внутреннюю цепь – стаканы с растворами соединить при помощи солевого мостика.

3. Измерить величину ЭДС.

Аналогично измерить величину ЭДС никель-медного и цинко-никелевого гальванических элементов.

Определить знаки потенциалов. Каково направление тока исследуемых гальванических элементов?

Написать уравнение окислительно - восстановительных процессов, происходящих на электродах, ионные и молекулярные уравнения токообразующих реакций, протекающих при работе данных гальванических элементов.

Рассчитать теоретические значения ЭДС (табл.1). Определить абсолютную и относительную погрешность измерений (см. работа 1).

Работа 3. ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКАЯ АКТИВНОСТЬ МЕТАЛЛОВ

Электродный потенциал характеризует электрохимическую активность металлов в водных растворах. Поэтому, сопоставив значения потенциалов различных электродов, измеренных в одинаковых условиях, можно судить об их активности относительно друг друга и количественно охарактеризовать эту активность. Обычно сопоставление электродных потенциалов проводят при стандартных условиях.

Если металлы расположить в ряд по возрастанию алгебраической величины их стандартных электродных потенциалов, получим так называемый ряд напряжений или ряд активности металлов (см. табл.1). В этот ряд помещают, кроме металлов, водород, что позволяет видеть, какие металлы способны вытеснять его из растворов кислот.

ОПЫТ 1

Цель работы. Установить опытным путем относительную активность предложенных металлов: меди, железа, свинца, цинка, никеля, кадмия, магния.

Приборы и реактивы. Пробирки, медная, железная, свинцовая, никелевая, кадмиевая, магниевая пластина или проволока, наждачная бумага, 1М растворы солей CuSO₄, Pb(NO₃)₂, CdSO₄, ZnSO₄, FeSO₄, MgSO₄, реактив Чугаева, красная кровяная соль, фильтровальная бумага, стеклянные палочки.

Выполнение работы.

1. Все металлы перед началом опыта необходимо тщательно зачистить наждачной бумагой.

2. Налить в пробирки по 1,0 -1,5 мл указанных выше растворов.

3. В каждую пробирку поместить на 2-3 мин по пластинке свинца, кроме пробирки с раствором нитрата свинца. Наблюдать: в какой пробирке свинец покрылся налетом другого металла? какой металл оказался менее активным чем свинец? Написать уравнение протекающей реакции.

4. Достать из пробирок свинцовые пластинки.

5. Опустить в каждую пробирку железные пластинки, кроме пробирки с раствором соли железа. Наблюдать: какие металлы вытесняются из растворов железом? Написать уравнения реакций. Указать переход электронов и роль железа в протекающих окислительно-восстановительных реакциях. Какова восстановительная активность железа по сравнению с вытесненными металлами?

Проведите аналогичные опыты с пластинками меди, кадмия, цинка и магния. Наблюдайте каждый раз, в каких пробирках происходит вытеснение металла из раствора соли. Напишите уравнения протекающих реакций с указанием направления перехода электронов.

Внимание! Поскольку выделение из некоторых растворов металлического железа и никеля визуально не наблюдается, для обнаружения необходимо провести качественные реакции.

• вынутый из раствора FeSO₄ металл промыть дистиллированной водой, осторожно обсушить фильтровальной бумагой и нанести на его поверхность стеклянной палочкой каплю раствора красной кровяной соли – K₃[Fe(CN)₆]. В случае, если на поверхности металла выделилось железо, то раствор окрасится в синий цвет;

• вынуть металл из раствора NiSO₄, промыть водой, просушить фильтровальной бумагой и стеклянной палочкой нанести на поверхность реактив Чугаева. Красное окрашивание раствора указывает на наличие на поверхности исследуемого металла никеля.

Результаты наблюдений запишите в виде таблицы.

Исследуемый металл	Ионы металла в растворе
	Cu2+	Pb2+	Fe2+	Cd2+	Ni2+	Zn2+	Mg2+

При вытеснении металлом, стоящим в левой графе, другого металла из раствора его соли, ставьте знак (+) в столбце под ионом вытесненного металла, при отсутствии реакции между металлом и раствором – знак (-).

Расположите исследованные металлы в порядке убывающей активности. Какой металл самый сильный восстановитель? Напишите в полученном ряду активности под каждым металлом его стандартный электродный потенциал. Соответствует ли составленный вами ряд активности расположению металлов в ряду стандартных электродных потенциалов?

ОПЫТ 2

Цель работы. Установить электрохимическую активность некоторых металлов (меди, свинца, цинка, никеля, кадмия, железа и магния) относительно водорода.

Приборы и реактивы. Пробирки, кусочки металлов (проволока, стружка) Cu, Fe, Pb, Cd, Zn, Ni, Mg, 1М раствор соляной кислоты.

Выполнение работы.

1. поместить в каждую пробирку по 1 кусочку Cu, Fe, Pb, Cd, Zn, Ni, Mg и прилить по 1-2 мл 1М раствора соляной кислоты;

2. наблюдать через 2-3 минуты: на каких металлах образуются пузырьки газа;

3. пробирку со свинцом подогреть, так как образующаяся в реакции соль – хлорид свинца PbCl₂ – при комнатной температуре трудно растворима и вследствие этого препятствует реакции. Во всех ли пробирках происходит реакция? Дать объяснение;

4. составить молекулярные и ионные уравнения реакций.

Работа 4. ЭЛЕКТРОЛИЗ С РАСТВОРИМЫМ АНОДОМ

Цель работы. На качественном уровне ознакомиться с процессом электролиза с окисляющимся анодом.

Приборы и реактивы. Стеклянный стакан объемом 500 мл, угольный электрод, два медных электрода, источник тока, провода, 1 М раствор H₂SO₄, насыщенный раствор NaCl.

А.Электролиз раствора H₂SO₄ с медным анодом

Выполнение работы.

1. Закрепите электроды в крышке стакана, налейте в стакан ¾ объема 1М раствора серной кислоты.

2. Подключите электроды к клеммам источника тока. Угольный катод к (-), медный анод к (+).

3. Установите напряжение на вольтметре 1,5 В, замкните цепь и в течение 4-5 минут пропускайте через раствор ток.

4. Наблюдайте: какой газ выделяется на угольном катоде в начале электролиза? Окрашивание раствора в голубой цвет. Появление красного осадка на поверхности угольного катода в конце электролиза.

5. Составьте схему электролиза раствора H₂SO₄: напишите все возможные реакции на катоде и аноде, укажите последовательность этих реакций.

Б. Электролиз насыщенного раствора NaCl c медными электродами

Выполнение работы.

1. Закрепите медные электроды в крышке стакана, заполните стакан горячим раствором (70⁰-90⁰С) NaCl.

2. Подключите электроды к клеммам источника тока.

3. Установите напряжение на вольтметре 1,3-1,4 В, замкните цепь и в течение 5 минут пропускайте электрический ток через раствор.

4. Наблюдайте: выделение газа и появление голубой окраски раствора.

5. Составьте схему электролиза: напишите все возможные реакции на катоде и аноде, укажите последовательность этих реакций.

Работа 5. ЭЛЕКТРОЛИЗ С НЕРАСТВОРИМЫМ АНОДОМ

Цель работы. На качественном уровне ознакомиться с процессом электролиза с инертными электродами.

Приборы и реактивы. U-образный электролизер, свинцовые, угольные электроды, источник тока, провода, растворы: а) 2М MnSO₄ и 1M H₂SO₄ (соотношение 2:1); б) 0,5M CuCl₂; в) 5% KI и 5% фенолфталеин г) 0,5 M Nа₂SO₄, лакмус.

А. Электролиз раствора MnSO₄

Выполнение работы.

1. Заполните U-образный электролизер на ¾ объема раствором электролита – 2М MnSO₄ и 1M H₂SO₄ (соотношение объемов 2:1);

2. Поместите свинцовые электроды в электролизер и подключите их к клеммам источника тока;

3. Установите напряжение на вольтметре 3,5 В, замкните цепь и в течение 2-3 минут пропускайте электрический ток через раствор.

4. Наблюдайте: выделение газа и осадка MnO₂.

5. Составьте схему электролиза: напишите все возможные реакции на катоде и аноде, укажите последовательность этих реакций.

Б.Электролиз раствора CuCl₂

Выполнение работы.

1. Заполните U-образный электролизер на ¾ объема раствором электролита – 0,5 М CuCl₂ ;

2. Поместите угольные электроды в электролизер и подключите их к клеммам источника тока;

3. Установите напряжение на вольтметре 2,5-3 В, замкните цепь и в течение 4-5 минут пропускайте электрический ток через раствор.

4. Наблюдайте: выделение металла на катоде и газа на аноде.

5. Составьте схему электролиза: напишите все возможные реакции на катоде и аноде, укажите последовательность этих реакций.

В. Электролиза раствора KI

Выполнение работы.

1. Заполните U- образный электролизер на ¾ объема раствором электролита –5% KI, добавьте 3-4 капли фенолфталенина;

2. Поместите угольные электроды в электролизер и подключите их к клеммам источника тока;

3. Установите напряжение на вольтметре 3 В, замкните цепь и в течение 1,5-2 минут пропускайте электрический ток через раствор.

4. Наблюдайте: появление малиновой окраски раствора в катодном пространстве и бурой окраски в анодном пространстве. Дайте объяснения.

5. Составьте схему электролиза: напишите все возможные реакции на катоде и аноде, укажите последовательность этих реакций.

Г. Электролиз раствора Na₂SO₄

Выполнение работы.

1. Заполните U-образный электролизер на ¾ объема раствором электролита – 0,5 М Na₂SO₄, добавьте 3-4 капли лакмуса;

2. Поместите угольные электроды в электролизер и подключите их к клеммам источника тока;

3. Установите напряжение на вольтметре 3 В, замкните цепь и в течение 2-3 минут пропускайте электрический ток через раствор.

4. Наблюдайте: изменение окраски раствора – появление синей окраски раствора в катодном пространстве и розовой окраски в анодном пространстве. Дайте объяснения.

5. Составьте схему электролиза: напишите все возможные реакции на катоде и аноде, укажите последовательность этих реакций

Работа 6. ОПРЕДЕЛЕНИЕ ОБЪЕМНЫХ И ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИХ ЭКВИВАЛЕНТОВ ВОДОРОДА И КИСЛОРОДА

Цель работы. Знакомство с работой газового кулонометра и методом определения объемных и электрохимических эквивалентов.

Приборы и реактивы. Источник постоянного тока, кулонометр, амперметр, секундомер, провода, технические весы, 1М КОН.

Выполнение работы.

При электролизе в результате восстановления воды на катоде выделяется водород, а на аноде – гидроокид – ионы окисляются до кислорода:

К (-) 2 Н₂О + 2е →Н₂ + 2 ОН^-

А(+) 2 ОН^- - 2е → 0,5 О₂ + Н₂О

1. Ознакомьтесь с устройством газового кулонометра. Газовый кулонометр – прибор, предназначенный для определения количества водорода и кислорода, которые выделяются при электролизе воды. Прибор состоит из стакана, двух газовых бюреток, снабженных воронками и никелевых электродов. В рабочем состоянии прибор: стакан и бюретки (при помощи груши) заполнены раствором КОН, под бюретками размещены никелевые электроды;

2. Отметьте точку отсчета объемов выделяющихся газов – уровень раствора в бюретках газового кулонометра по нижнему краю мениска.

3. Подключить никелевые электроды газового кулонометра к источнику тока, установите напряжение 0,3 В;

4. Замкните цепь и в течение 15 мин. пропускайте ток через раствор.

5. Разомкните цепь, отметьте уровень раствора в бюретках. Измерьте объемы газа, выделившегося в каждой бюретке. Приведите объемы газов к нормальным условиям.

6. Рассчитайте объемные и электрохимические эквиваленты водорода и кислорода по закону Фарадея.

7. Рассчитайте погрешность эксперимента.

Варианты домашних заданий

№ варианта	Номера задач
1	8	21	59(а,в)	72
2	9	22	59(б,г)	71
3	10	23	60(а,б)	73
4	11	24	60(в,г)	78
5	7	25	60(д)	75(а)
6	6	31	58	79
7	12	32	59(д)	90
8	13	33	63	77
9	14	26	64	80
10	5	34	65	81
11	4	35	61	82
12	3	36	70	84
13	15	37	69	83
14	16	27	66	85
15	17	28	68	86
16	2	29	67	87
17	1	30	70	88
18	19	38(б)	76	89
19	20	38(е)	69	90
20	18	38(в)	58	91
21	10	39	61	92
22	12	40	65(а)	93
23	14	44	69	94
24	15	43	67	95
25	17	42	64	97
26	18	41	68	98
27	16	38(а)	63	100
28	19	45	60(а,б)	75(б)
29	20	46	66	82
30	8	38(г)	60(а,г)	96

ПРИЛОЖЕНИЕ

Таблица 1

Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы

Электродный процесс	Е0, В
Li+ + e = Li	-3,045
K+ + e = K	-2,925
Rb+ + e = Rb	-2,925
Cs+ +e = Cs	-2,923
Ba2+ + 2e = Ba	-2,906
Sr2+ + 2e =Sr	-2,888
Ca2+ + 2e = Ca	-2,866
Na+ + e = Na	-2,714
Mg2+ + 2e =Mg	-2,363
Be2+ + 2e = Be	-1,847
Al3+ + 3e = Al	-1,662
Ti2+ + 2e = Ti	-1,628
V2+ + 2e = V	-1,186
Mn2+ + 2e = Mn	-1,179
SO42- + H2O + 2e = SO32- + 2 OH-	-0,930
Cr2+ +2e = Cr	-0,913
Zn2+ + 2e = Zn	-0,763
Cr3+ + 3e =Cr	-0,744
NO2- +H2O + e = NO + 2 OH-	-0,460
Fe2+ + 2e = Fe	-0,440
Cr3+ +e = Cr2+	-0,408
Ti3+ + e = Ti2+	-0,368
Ti+ + e = Ti	-0,336
Co2+ + 2e = Co	-0,277
Ni2+ + 2e = Ni	-0,250
Mo3+ + 3e = Mo	-0,200
NO3- + 2H2O + 3e = NO + 4 OH-	-0,140
Sn2+ + 2e = Sn	-0,136
Pb2+ + 2e = Pb	-0,126
Fe3+ + 3t = Fe	-0,036

Продолжение таблицы 1

Электродный процесс	Е0, В
H+ + e = ½ H2	0,000
Ti4+ + e =Ti3+	+0,060
Sn4+ + 2e = Sn2+	+0,150
Cu2+ + e = Cu+	+0,150
SO42- +2H+ + 2e = SO32- + H2O	+0,220
Cu2+ + 2e = Cu	+0,337
Cu+ + e = Cu	+0,521
0,5 I2 + 2e = I-	+0,536
MnO4- + e = MnO42-	+0,564
Fe3+ + e = Fe2+	+0,771
Ag+ + e =Ag	+0,799
Hg2+ + 2e = Hg	+0,854
NO3- + 4H+ + 3e = NO + 2H2O	+0,960
½ Br2 + e = Br–	+1,065
NO2- + 2H+ + e = NO +H2O	+1,190
Pt2+ + 2e = Pt	1,200
MnO2 + 4H+ + 2e = Mn2+ +2H2O	+1,228
Ti3+ + 2e = Ti2+	+1,252
0,5 Cl2 + e = Cl–	+1,359
PbO2 + 4H+ + 2e = Pb2+ + 2H2O	+1,460
Au3+ + 3e = Au	+1,498
MnO4- + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O	+1,507
Au+ + e= Au	+1,691
Co3+ + e = Co2+	+1,808
S2O82- + 2e = 2SO42-	+2,010
½ F2 + e = F–	+2,870

Таблица 2

Равновесные потенциалы водородного и кислородного электродов при различных рН

Электродный процесс	Е0, В
2H2O + 2e = H2 + 2OH– (pH=14)	- 0,82
2H2O + 2e = H2 + 2OH– (pH=7)	-0,41
2H+ + 2e = H2 (pH=0)	0,00
O2 +2H2O + 4e = 4OH– (pH=14)	+0,413
O2+4H+ +4e =2H2O (pH=7)	+0,815
O2+4H+ +4e =2H2O (pH=0)	+1,23

40