Та визначення його ЕРС

МЕТА РОБОТИ – ознайомитися з основними електрохімічними поняттями та процесами роботи гальванічних елементів, визначити електрорушійну силу гальванічного елементу.

Прилади та реактиви: Стаканчики, цинкова, мідна пластинки, войлочний місток, гальванометр. Розчини: сульфату купруму (1М), сульфату цинку (1М).

Хід роботи.

Один із стаканчиків заповнюють 1М розчином сульфату купруму, другий – 1М розчином сульфату цинку. Обидва стаканчики з’єднують за допомогою войлочного містка. Занурюють до розчину сульфату цинку вузьку цинкову пластину, а до сульфату купруму – мідну пластину. Пластини приєднують дротами до гальванометру. Спостерігати відхилення стрілки гальванометра, яке виникає в результаті виникнення електричного струму як наслідок різних значень нормальних електродних потенціалів електродів Zn²⁺/Zn Cu²⁺/Cu. Записати показання приладу.

Завдання. Складіть рівняння окислювально-відновних реакцій, які проходять на електродах. В якому напрямку переміщаються електрони у зовнішньому ланцюгу? Які іони і в якому напрямку переміщаються у розчині? Розрахуйте теоретичне значення ЕРС мідно-цинкового гальванічного елементу, порівняйте з експериментальним значенням.

КОНТРОЛЬНІ ПИТАННЯ

1. Як виникає подвійний електродний шар?

2. Електродний потенціал, фактори, від яких він залежить?

3. Що називають рівноважним потенціалом, від яких факторів він залежить?

4. Будова водневого електроду, його призначення.

5. Що таке стандартний (нормальний) електродний потенціал?

6. Формула Нернста.

7. Що таке електрохімічний ряд напруг металів?

8. Як змінюється в ряді напруг відновлювальна та окислювальна активності металів?

9. Окисно-відновний потенціал.

10. Гальванічний елемент, його будова та принцип роботи.

11. Як розрахувати ЕДС гальванічного елемента?

ЗАДАЧІ

1. Гальванічний елемент складається з срібного електроду, який занурений до 1М розчину нітрату срібла і стандартного водневого електроду. Записати рівняння електродних процесів. Розрахувати ЕРС.

2. Розрахувати електродні потенціали магнію в розчині його солі при концентрації іону Mg²⁺ 0,1, 0,01, і 0,001моль/л.

3. Водний розчин сірководню володіє відновними властивостями. Які з перелічених іонів можна відновити цим розчином: а) Fe³⁺ до Fe²⁺; б) Cu²⁺ до Cu⁺; в) Sn²⁺ до Sn⁴⁺?

ТЕМА: ЕЛЕКТРОЛІЗ.

Електролізом називається окисно-відновний процес, який здійснюється на електродах при пропусканні постійного електричного струму крізь розплав або розчин електроліту. Цей процес супроводжується перетворенням електричної енергії у хімічну.

Під час електролізу позитивно заряджені іони переміщуються до катоду (катіони), а негативно заряджені – до аноду (аніони). Внаслідок цього на електродах виділяються продукти окислення (на аноді) і відновлення (на катоді). Первинні продукти можуть взаємодіяти між собою з утворенням вторинних продуктів електролізу. Тому сутністю процесу електролізу є окислення аніонів на аноді і відновлення катіонів на катоді.

Електроліз проводять у спеціальних судинах (електролізерах), які обладнані двома електродами. Електроди бувають інертні (нерозчинні), які вироблені з платини, іридію, графіту або вугілля, і активні, тобто розчинні.

При електролізі розчинів електролітів спостерігається нижчезазначена послідовність розряду катіонів і аніонів.

На катоді. До катоду одночасно підходять катіони металів і водню. Послідовність їх розрядження визначається величиною стандартного електродного потенціалу відповідного процесу відновлення. В першу чергу відновлюються частинки з найбільшим електродним потенціалом, вони є найсильнішими окисниками у системі.

Тому при електролізі водних розчинів солей найбільш активних металів, що розташовуються до алюмінію включно, відновлюються не катіони металів, а водень з молекул води:

2Н₂О + 2ē → Н₂↑ + 2ОН^-

Якщо до катоду підходять катіони різних металів, то їх відновлення йде у відповідності із зменшенням їх стандартних електродних потенціалів. Наприклад, якщо у склад електроліту входять іони Мn²⁺, Zn²⁺, Fe²⁺, Ni²⁺, H⁺, то в першу чергу будуть розряджатися йони Н⁺ (найбільший електродний потенціал), а потім йони металів у такій послідовності: Ni²⁺, Fe²⁺, Zn²⁺, Мn²⁺.

На аноді. До аноду підходять аніони кислот та іони ОН^-. В першу чергу окислюються частинки з найменшим потенціалом, вони є найсильнішим відновником.

Аніони безкисневих кислот (крім) є добрими відновниками. Тому СІ^-, Вr ^-, I^-, S^2- та інші легко окислюються, утворюючи прості речовини:

2СІ^- → СІ₂ + 2ē

S^2- → S⁰ + 2ē

Аніони кисневмісних кислот (NO₃^-, SO₄^2-, PO₄^3- та інші) у водних розчинах не окислюються. Замість цього йде окислення кисню з молекул води:

2Н₂О - 4ē ® О₂↑ + 4Н⁺

На основі вищеозначених закономірностей можна складати схеми електролізу розплавів або розчинів будь-яких електролітів.

При нерозчинних електродах.

Приклад 1. Електроліз розплаву хлориду натрію.

Склад електроліту: NaCl ↔ Na⁺ + Cl^-

На електродах відбуваються такі електрохімічні процеси:

На катоді: Na⁺ + ē → Na⁰ первинний продукт електролізу

На аноді: Cl^- → СІ⁰ + ē первинний продукт електролізу

2Cl⁰ → СІ₂ вторинний продукт електролізу

Приклад 2. Електроліз водного розчину хлориду натрію.

Склад електроліту: NaCl ↔ Na⁺ + Cl^-

Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^-

Електродні процеси:

На катоді: 2Н₂О + 2ē → Н₂↑ + 2ОН^-

На аноді: 2Cl^- → СІ₂ + 2ē

У розчині залишаються йони Na⁺ і ОН^-, які утворюють NaOH. Тому NaOH є вторинним продуктом цього процесу.

Приклад 3. Електроліз водного розчину сульфату калію.

Склад електроліту: K₂SO₄ ↔ 2K⁺ + SO₄^2-

Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^-

Електродні процеси:

На катоді: 2Н₂О + 2ē → Н₂↑ + 2ОН^-

На аноді: 2Н₂О ^-4ē О₂↑ + 4Н⁺

За величиною електродних потенціалів на катоді йде відновлення водню з води, а не К⁺; на аноді йде окислення кисню із води, а не SO₄^2-. Тому іони солі в цьому випадку просто є провідниками електричного струму. Вторинними продуктами будуть біля катоду – КОН, а біля аноду – Н₂SO₄.

Приклад 4. Електроліз водного розчину сульфату міді з розчинним мідним анодом.

Склад електроліту: CuSO₄ ↔ Cu²⁺ + SO₄^2-

Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^-

Електродні процеси:

На катоді: Cu²⁺ + 2ē → Cu⁰, катіони переходять на електрод, при цьому утворюють шар металевої міді.

На аноді: Cu^{0 -2ē} Cu²⁺, атоми міді з активного аноду окислюються переходячи у розчин у вигляді Cu²⁺. Спостерігається перехід речовини з аноду на катод.

З кількісної точки зору електроліз характеризується законами Фарадея.

Перший закон Фарадея.

Маси речовин, що виділяються під час електролізу на електродах, прямо

пропорційні кількості електрики пройденої крізь електроліт.

m = K ∙ Q

, де m – маса речовини у грамах;

Q – кількість електрики у кулонах;

К – електрохімічний еквівалент.

Кількість електрики дорівнює добутку сили струму (у амперах) на час (у секундах).

Q = I · t, тому

M = K · I · t

, де I – сила струму в амперах;

t – час у секундах.

Другий закон Фарадея.

При електролізі однакові кількості електрики виділяють на електродах еквівалентні маси речовин.

Наслідок з цього закону: щоб виділити на електроді один моль еквівалентів будь-якої речовини, треба витратити одну і ту кількість електрики (96500 кулонів). Це число називають числом Фарадея (F= 96500 Кл).

Математичне рівняння, що узагальнює закони Фарадея має вигляд: