Экспериментальная часть

Опыт 1. Изготовление медно-цинкового гальванического элемента.

В один микростаканчик налить почти доверху 1М раствор сульфата меди и опустить медную пластинку, в другой микростаканчик налить 1М раствор сульфата цинка и опустить цинковую пластинку. Оба полуэлемента поставить на подставку и соединить электролитным мостиком, заполненным насыщенным раствором хлорида калия в смеси с агар-агаром. Металлическим проводником соединить опущенные пластинки с гальванометром. Наблюдать отклонение стрелки гальванометра, указывающее на возникновение электрического тока, обусловленного различной величиной электродных потенциалов Е⁰_Zn/Zn²⁺ и E⁰_Cu/Cu²⁺

Выписать значения стандартных электродных потенциалов медного и цинкового электродов и определить, какой электрод будет являться анодом, а какой - катодом. Определить знаки электродов.

Сделать рисунок собранного гальванического элемента и составить краткую электрохимическую схему. Написать электронные уравнения процессов, протекающих на электродах и суммарное уравнение окислительно-восстановительного процесса , в результате которого получается электрический ток в данном гальваническом элементе.

На рисунке указать направление движения частиц, обуславливающих электрический ток во внешней и внутренней цепи гальванического элемента.

По выписанным значениям стандартных электродных потенциалов вычислить Э.Д.С. медно-цинкового гальванического элемента.

Изменяется ли Э.Д.С. гальванического элемента, если взять растворы солей не 1М, а 0,1 М концентрации? Вывод подтвердить расчетами.

II. Процессы электролиза.

В растворах и расплавах электролитов имеются разноименные по знаку ионы (катионы и анионы), которые находятся в хаотическом движении. Если в такой раствор или расплав электролита погрузить электроды и пропустить постоянный электрический ток, то ионы будут двигаться к электродам: катионы - к катоду (электроду, присоединенному к отрицательному полюсу источника тока), а анионы - к аноду (присоединенному к положительному полюсу источника тока).

Катионы, достигнув катода, принимают от него электроны и восстанавливаются; анионы, достигнув анода, отдают электроны и окисляются.

Суммарный электрохимический процесс, охватывающий раздельное, но одновременно протекающие на электродах процессы окисления и восстановления за счет электронов электрического тока, возбуждаемого внешней электродвижущей силой, называется электролизом.

Электролизер  прибор, к котором проводят электролиз (Рис. 3).

П роцессы в расплавленных электролитах  наиболее простой случай электролиза. Более сложные процессы протекают при электролизер в водных растворов электролитов, так как в водных растворах всегда присутствуют ионы Н⁺ и ОН , также участвующие в процессах. Из нескольких возможных процессов будет протекать тот, осуществление которого сопряжено с минимальной затратой энергии. Это означает, что на катоде будут восстанавливаться катионы, имеющие наибольший электродный потенциал, а на аноде будут окисляться анионы с наименьшим электродным потенциалом.

П оследовательность разрядки катионов (восстановление на катоде) можно установить в соответствии со стандартным потенциалом, при этом нужно учитывать величину потенциала процесса восстановления ионов водорода. Стандартный потенциал водорода, равный 0, относится к концентрации ионов Н⁺, равной 1, т.е. рН = 0. В случае нейтральных растворов ( рН=7) концентрация ионов Н⁺ равна 10^-7, согласно формуле Нернста потенциал равен: Е = - 0,41В.

По способности восстанавливаться катионы можно разделить на 3 группы:

1. К атионы металлов, у которых стандартный электродный потенциал больше -0,41В (от Cd²⁺ до Au³⁺), практически полностью восстанавливаются: например Cu²⁺+ 2 е = Cu⁰

2. Катионы металлов с малой величиной стандартного электродного потенциала ( от Li⁺ до Al³⁺ включительно) не восстанавливаются, а вместо них происходит восстановление ионов водорода из воды:

2Н₂О + 2 е = Н₂ + 2 ОН

3. Катионы металлов, имеющих стандартный электродный потенциал меньший -0,41 В, но больший, чем у алюминия (от Mn²⁺ до Cd²⁺), восстанавливаются одновременно с ионами водорода из воды.

Последовательность разрядки анионов (окисление на аноде) зависит, как от присутствия молекул воды, так и от вещества, из которого сделан анод.

Обычно аноды подразделяют на нерастворимые и растворимые. Нерастворимые аноды изготовляют из угля, графита, платины; растворимые  из меди, серебра, цинка, кадмия, никеля и других металлов.

Н а нерастворимом аноде легко происходит окисление анионов бескислородных кислот (например, S²; J^-; Br ^-; Cl^-) 2Cl - 2 e = Cl₂⁰ . Если раствор содержит анионы кислородосодержащих кислот (например, SO₄^2-; NO₃^-; CO₃^2-; PO₄^3-), то окисляются не эти ионы, а молекулы воды: 2Н₂О - 4 е = О₂ + 4 Н⁺

Р астворимый анод при электролизе сам подвергается окислению. При отдаче металлом электронов равновесие между электродом и раствором смещается:

Ме Ме ⁿ⁺ + ne

(металл анода) (уходят в раствор) (уходят во внешнюю цепь)

и анод растворяется.

Пример 1: ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСТВОРА НИТРАТА КАЛИЯ.

KNO₃ = K⁺ + NO₃

H₂O H⁺ + OH

K (-) А (+)

К⁺; Н⁺ (из Н₂О) NO₃ ; ОН ; ( из Н₂О)

2НОН + 2 е = Н₂ +2ОН 2НОН - 4 е = О₂ + 4Н⁺

рН > 7 рН < 7

Пример 2: ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСТВОРА НИТРАТА СЕРЕБРА

( угольный анод)

Ag NO₃ = Ag⁺ + NO₃

H₂O  H⁺ + HO

К (-) А (+)

Ag ⁺; Н⁺ (из Н₂О) NO₃; OH^ (из Н₂О)

A g⁺ + e = Ag⁰ 2HOH - 4 e = O₂ + 4 H⁺

рH = 7 pH<7

Пример 3: ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСТВОРА НИТРАТА СЕРЕБРА.

(анод серебряный)

AgNO₃ = Ag⁺ + NO₃^

H₂O H⁺ + OH^

K(-) A(+)

Ag⁺; H⁺ ( из Н₂О) Ag; NO₃; OH^- ( из Н₂О)

Ag⁺ + e =Ag⁰ Ag⁰  e = Ag⁺

Происходит растворение анода, так как он окисляется.