лаба 3 1 курс до / 3C2B

Экспериментальная часть

Опыт 1

Установить химическую активность металлов в водных растворах электролитов и их положение в ряду напряжений.

Ход опыта: В три пробирки по 2-3 мл. налили 0,5н растворов солей Al, Sn, Cu(II). В эти растворы опустили гранулы Zn. Осмотрев эти пробирки через 2-3 мин. обнаружили, что в растворе соли Al цинк в реакцию не вступил, в растворе соли Cu цинк вступил в реакцию и на его поверхности образовался красноватый налет - восстановленная медь. В третей пробирке цинк восстановил олово из раствора его соли.

1. Al₂(SO₄)₃ + Zn р

2. CuSO₄ + Zn р Cu + ZnSO₄

Cu²⁺ + Zn⁰ р Cu⁰ +Zn²⁺

Cu²⁺ + 2e р Cu⁰

Zn⁰ - 2e р Zn²⁺

3. SnSO₄ + Zn р Sn + ZnSO₄

Sn²⁺ + Zn⁰ р Sn⁰ +Zn²⁺

Sn²⁺ + 2e р Sn⁰

Zn⁰ - 2e р Zn²⁺

Вывод: Чем дальше расположен металл в ряду напряжений, тем более сильным окислителем в водном растворе являются его ионы, и наоборот, чем ближе металл к началу ряда, тем более сильные восстановительные свойства он проявляет. Положение металла в ряду напряжений характеризует его способность к окислительно-восстановительным взаимодействиям в водных растворах при стандартных условиях.

Так в нашем опыте Al является более слабым окислителем, чем Zn (в ряду напряжений до Zn), поэтому в реакцию не вступил; Cu и Sn, находящиеся в ряду напряжений после Zn, являются более сильными окислителями, поэтому они и восстановились из растворов своих солей.

Опыт 2

Определение стандартной ЭДС химического гальванического элемента.

Ход опыта: Собрали медно-цинковый гальванический элемент, для чего в два химических стакана емкостью 100 мл налили до двух третих объема 1М раствора солей: в один - ZnSO₄, в другой - CuSO₄. Погрузили в них предварительно защищенные электроды: цинковый в ZnSO₄, медный в CuSO₄. Соединили электроды в стаканах электролитическим мостиком и подсоединили электроды к измерительному прибору. Значение ЭДС оказалось равным 1.07

Zn / ZnSO₄ // CuSO₄ / Cu

Zn / Zn²⁺ // Cu²⁺ / Cu

A: Zn - 2e = Zn2+

K: Cu²⁺ + 2e = Cu

Zn + Cu²⁺ = Zn²⁺ + Cu

E⁰=j⁰_оксил.- j⁰_{восстан.}

_E⁰ _=j⁰_{Cu2+/Cu - j}⁰_Zn2+/Zn

E⁰=0,34 - (-0,75) = 1,1В

Сравним стандартную ЭДС с полученной нами в результате опыта. Видим, что полученная на практике ЭДС меньше теоретически рассчитанной.

Рассчитаем энергию Гиббса:

Aм = - DG = RT lgKр = RT lg C_Zn²⁺/C_Cu²⁺

где n - число электронов, участвующих в элементарном акте реакции, E - ЭДС, F - число Фарадея.

^{lg Kр = nFE / 2,3 RT = 2* 96500 * 1,1/2,3*8,31*298 =37.27,}

Ам = - DG=8.31*298*37.27= 92 кДж

DG = - Ам = -92 кДж

j^p_Men+_/Me = j⁰_Men+_/Me + 0,059/n lg C_Men+

C_Zn²⁺ = 0,001; j⁰_Zn²⁺_/Zn = - 0,76

j^p_Zn2+/Zn = - 0,76 + 0,059/2 lg 0,001 = - 0,76 * 0,08 = - 0,84 B

C_Cu2+ = 1; j⁰_Cu2+/Cu = 0,34

j^p_Cu2+/Cu = 0,34 + 0,059/2 * 0 = 0,34

Ep = 0,34 - (- 0,84) = 1.14 B

C_Zn2+ = 1 ; j^p = 0,34 + 0,059/2 * 3 = 0,25 B

Ep = 0,25 + 0,76 = 1.01 B

Эти значения не совпадают с E⁰.

Химические элементы есть устройства, применяемые для непосредственного преобразования энергии химической реакции в электрическую энергию.

Вывод: Концентрация потенциалоопределяющих ионов в растворах электролитов влияет на значение ЭДС и на величины электродных потенциалов.

Если мы одновременно уменьшим (увеличим) концентрацию ионов в растворах на одинаковую величину Dс, то ЭДС элемента не изменится.

Опыт 3

Элемент Вольта. Явление поляризации и деполяризации.

Ход опыта: Собрали гальванический элемент по схеме Zn / H₂SO₄ / Cu. Для этого налили в химический стакан емкостью 100 мл 10% раствор H₂SO₄ и погрузили в него предварительно зачищенные цинковый и медный электроды, закрепленные на клеммах держателя. Подсоединили электроды к измерительному прибору и записали ЭДС. Она оказалась мала. После того, как мы подняли и опустили электроды, ЭДС снова стала наибольшей. Через некоторое время после того, как ЭДС стала уменьшаться, добавили в катодное пространство несколько капель бихромата калия K₂Cr₂O₇. Вольтметр опять показывает первоначальное значение.

Zn / H₂SO₄ / Cu

Zn - 2e ® Zn²⁺ 2H + 2e ® H₂

Zn + 2H⁺ ® Zn²⁺ + H₂

K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ + H₂ ® K₂SO₄ + Cr₂(SO₄)₃

Cr₂O₇^2- + 14H⁺ + 6e ® 2Cr³⁺ + 7H₂O

H₂ - 2e ® 2H⁺

Cr₂O₇ + 18H⁺ + 3H₂ ® 2Cr³⁺ + 7H₂O + 6H⁺

K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ + 3H₂ ® K₂SO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + 7H₂O

E_нач. = 1,09 В

Вывод: На примере элемента Вольта мы проследили явление поляризации и деполяризации (процесс ликвидации поляризации). При работе таких элементов происходит смещение величин электродных потенциалов от их равновесных значений. Это обусловлено выделением продуктов, изменяющих потенциалы электродов. В данном случае на электроде скапливается водород. Устраняя его, мы восстанавливаем прежнее значение ЭДС. Для устранения могут использоваться два способа:

• механическое удаление пузырьков водорода;

• химическое удаление при помощи сильных окислителей, окисляющих водород до воды (K₂Cr₂O₇, KMnO₄, MnO₂, O₂ и др.)

Опыт 4

Электролиз растворов солей с инертными электродами.

Ход опыта: Налили в электролизер до 2/3 объема 0.5М раствора KI, опустили графитовые электроды и подсоединили их через выпрямитель к источнику тока. В течении 2-3 мин пропускали ток, поддерживая напряжение 4-10 В. Выключили выпрямитель, осторожно достали из электролизера электроды. Заметили, что на поверхности катода появились пузырьки газа. А в анодном простарнстве появилось желто-коричневое окрашивание - стал восстанавливаться иод.

С / KI, H₂O / C

K ( - ) A ( + )

2H₂O +2e ® H₂ + 2OH^- 2I^- - 2e ® I₂

В катодное пространство добавили несколько капель фенолфталеина. Раствор окрасился в малиновый цвет, что свидетельствует о наличии щелочной среды.

Повторяем опыт с другой солью: Налили в электролизер до 2/3 объема 0.5М раствора Na₂SO₄, опустили графитовые электроды и подсоединили их через выпрямитель к источнику тока. В течении 2-3 мин пропускали ток, поддерживая напряжение 4-10 В. Обратили внимание, что на аноде и катоде стал выделяться газ. Для того, чтобы определить какой газ выделяется на аноде и на катоде, в анодное пространство добавили несколько капель лакмуса, а в катодное - фенолфталеина. В анодном пространстве появилось окрашивание красного цвета - признак кислой среды, значит выделяющийся газ - О₂. В катодном пространстве появилось окрашивание малинового цвета - среда щелочная, значит выделяется Н_2.

С / Na₂SO₄, H₂O / C

K ( - ) A ( + )

2H₂O + 2e ® H₂ + 2OH^- 2H₂O - 4e ® O₂ + 4H⁺

Вывод: Электролиз металлов идет по разному в зависимости от свойств металлов и РН среды:

1) ионы металлов от Li до Al (включительно) восстанавливают водород по схеме:

2H₂O + 2e ® H₂ + 2OH^- PH > 7

2H⁺ + 2e ® H₂ PH< 7,

2) ионы металлов от Mn до H восстанавливаются наряду с водородом,

3) ионы металлов, стоящие в ряду после Н, восстанавливаются без участия последнего.