 |
Работа №11. Гальванические элементы (химические источники тока).
|
|
|
|
Цель работы – знакомство с принципом работы гальванического элемента.
Гальванический элемент (ГЭ) – это устройство, в котором химическая энергия окислительно-восстановительной реакции превращается в энергию электрического тока. Теоретически для получения электрической энергии можно применить любую ОВР.
Рассмотрим один из наиболее простых ГЭ – медно – цинковый, или элемент Даниэля – Якоби. В нем проводником соединяются пластинки из цинка и меди, при этом каждый из металлов опущен в раствор соответствующей соли: сульфата цинка и сульфата меди (II). Полуэлементы соединены электролитическим ключом*, если находятся в разных сосудах (рис.2) или разделены пористой перегородкой, если находятся в одном сосуде.
Рассмотрим сначала состояние этого элемента при разомкнутой внешней цепи – режим «холостого хода».
Рис. 2. Схема элемента Даниэля – Якоби.
На электродах в результате процесса обмена устанавливаются следующие равновесия, которым в стандартных условиях соответствуют стандартные электродные потенциалы:
____________________
*Электролитический ключ – U – образная трубка, заполненная каким – либо электролитом, чаще насыщенным раствором хлорида калия.
Zn2+ + 2e ↔ Zn φ0 Zn2+/ Zn = -0,76В
Cu2+ + 2e ↔ Cu φ0 Cu2+/ Cu = +0,34В
Потенциал цинкового электрода имеет более отрицательное значение, чем потенциал медного электрода, поэтому при замыкании внешней цепи, т.е. при соединении цинка с медью металлическим проводником, электроны будут переходить от цинка к меди. В результате перехода электронов от цинка к меди равновесие на цинковом электроде сместится влево, поэтому в раствор перейдет дополнительное число ионов цинка. В то же время равновесие на медном электроде сместится вправо и произойдет разряд ионов меди.
|
|
|
Таким образом, при замыкании внешней цепи возникают самопроизвольные процессы растворения цинка на цинковом электроде и выделение меди на медном электроде. Данные процессы будут продолжаться до тех пор, пока не выровняются потенциалы электродов или не растворится весь цинк (или не высадится на медном электроде вся медь).
Итак, при работе элемента Даниэля – Якоби протекают следующие процессы:
1) реакция окисления цинка Zn - 2e ↔ Zn2+
Процессы окисления в электрохимии получили название анодных процессов, а электроды, на которых идут процессы окисления, называют анодами;
2) реакция восстановления ионов меди Cu2+ + 2e ↔ Cu
Процессы восстановления в электрохимии получили название катодных процессов, а электроды, на которых идут процессы восстановления, называют катодами;
3) движение электронов во внешней цепи;
4) движение ионов в растворе: анионов (SO42-) к аноду, катионов (Cu2+, Zn2+) к катоду. Движение ионов в растворе замыкает электрическую цепь гальванического элемента. Суммируя электродные реакции, получаем:
Zn + Cu2+ = Cu + Zn2+,
или в молекулярном виде:
Zn + CuSO4 = Cu + ZnSO4
Вследствие этой химической реакции в гальваническом элементе возникает движение электронов во внешней цепи и ионов внутри элемента, т.е. электрический ток, поэтому суммарная реакция, протекающая в гальваническом элементе, называется токообразующей.
При схематической записи, заменяющей рисунок гальванического элемента, границу раздела между проводником 1 – го рода и проводником 2 – го рода обозначают вертикальной чертой, а границу раздела между проводниками 2 – го рода – двумя чертами. Анод – источник электронов, поступающих во внешнюю цепь – принято считать отрицательным, катод – положительным. Схема ГЭ Даниэля – Якоби, например, записывается в виде:
(-) Zn ZnSO4 CuSO4 Cu (+)
|
|
|
или в ионно-молекулярном виде:
(-) Zn Zn2+ Cu2+ Cu (+)
Причиной возникновения и протекания электрического тока в гальваническом элементе является разность окислительно-восстановительных потенциалов (электродных потенциалов*) частных реакций, определяющих электродвижущую силу Еэ гальванического элемента, и в рассматриваемом случае:
Еэ = φ0 Cu2+/ Cu - φ0 Zn2+/ Zn
В общем случае Еэ = φ0к - φ0а, где φ0к – потенциал катода, φ0а – потенциал анода.
Еэ всегда больше нуля.
Если реакция осуществляется в стандартных условиях, то наблюдаемая при этом ЭДС называется стандартной электродвижущей силой Еэ0 данного элемента. Для элемента Даниэля – Якоби стандартная ЭДС Еэ0= 0,34 – (-0,76)= 1,1(В).
В работе 10 показано, что зависимость электродного потенциала от концентраций (активностей) окисленной и восстановленной форм вещества и температуры описывается уравнением Нернста. Для случая, когда электроды металлические и устанавливающиеся на них равновесия можно описать в общем виде Me + ne ↔ Me уравнение Нернста можно упростить, учитывая, что в реальных условиях температура близка к 298К и для твердых веществ активность постоянна и равна единице. Подставив в уравнение Нернста Т= 298К, R= 8,314 Дж/ (моль*град), F= 96500 Кл/моль, аRed = aMe n+ =1, x=y=1, заменяя активность аOx = aMe n+ на молярную концентрацию ионов металла в растворе сMe n+, и, введя множитель 2,303 (переход к десятичным логарифмам), получим:
φ Men+/ Me = φ0 Men+/Me + (0, 059/n) * LgС Men+/Me (6)
В ряде случаев металл электрода не претерпевает изменений в ходе электродного процесса, а участвует лишь в передаче от восстановленной формы вещества к его окисленной форме. Так в гальваническом элементе:
Pt Fe2+,Fe3+ MnO4-,Mn2+, H+ Pt
роль инертных электродов играет платина. На платиновом катоде восстанавливается железо (II):
Fe2+ - e = Fe3+,
а на платиновом катоде восстанавливается MnO4-:
MnO4- + 8 H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O.
Уравнение токообразующей реакции:
5 Fe2+ + MnO4- + 8 H+ = 5 Fe3+ + Mn2+ + 4H2O
Гальванический элемент может быть составлен не только из различных, но из одинаковых электродов, погруженных в растворы одного и того же электролита, различающиеся только концентрацией (концентрационные гальванические элементы).
__________________
· механизм возникновения электродных потенциалов изложен в работе 10
|
|
|
Экспериментальная часть.
Опыт 1. Составление гальванических элементов.
а) Составление гальванического элемента из двух разных металлов.
Гальванические элементы составляют из металлов Ме1 и Ме2, погруженных в растворы собственных солей, соединенных электролитическим мостиком (ключом), который представляет собой изогнутую стеклянную трубку, заполненную насыщенным раствором хлорида калия (рис.3). Конкретные металлы (Zn, Fe, Cu, Al или др.) для элемента выберите по указанию преподавателя.
Два микростаканчика заполните на 2/3 их объема растворами 1М солей соответствующих металлов. Опустите металлические пластины в растворы собственных солей. Соедините микростаканчики электролитическим мостиком 4, металлические пластины – с гальванометром 5.
Наблюдайте отклонение стрелки гальванометра, обусловленное возникновением электрического тока вследствие разных значений стандартных электродных потенциалов: φ0 Me1n+/Me1 и φ0 Me2n+/Me2
Рис. 3. Гальванический элемент: 1- электроды; 2 – микростаканчики; 3 – растворы электролита; 4 – электролитический мостик (ключ); 5 – гальванометр.
Сделайте рисунок собранного гальванического элемента. Выпишите значения стандартных электродных потенциалов Ме1 и Ме2, определите, какой электрод будет являться анодом, а какой – катодом. Составьте электрохимическую схему гальванического элемента, указав на ней направление движения частиц, обуславливающих электрический ток во внешней и внутренней цепи гальванического элемента.
Напишите уравнения процессов, протекающих на электродах гальванического элемента, и суммарное уравнение химической реакции, в результате которой возникает электрический ток в данном элементе, вычислите ЭДС данного гальванического элемента. Изменяется ли ЭДС гальванического элемента, если взять растворы солей, не 1М, а 0,01М концентрации? Вывод подтвердите расчетами.
б) Составление концентрационного гальванического элемента.
Наполните микростаканчики 2 (рис.2) растворами сульфата цинка (сульфата железа (II)) разной концентрации: первый стаканчик 1М ZnSO4 (FeSO4), второй 0,01М ZnSO4 (FeSO4). Соедините стаканчики электролитическим мостиком 4. Опустите в каждый стаканчик цинковые (железные) пластины и соедините их проводниками с гальванометром 5. Отклоняется ли стрелка гальванометра?
|
|
|
Пользуясь таблицей стандартных электродных потенциалов и уравнением Нернста, вычислите φMen+/Me каждого электрода, составьте электрохимическую схему гальванического элемента, указав на ней направление движения частиц, обуславливающих электрический ток во внешней и внутренней цепи гальванического элемента.
Напишите уравнения процессов, протекающих на электродах гальванического элемента, и суммарное уравнение химической реакции, в результате которой возникает электрический ток в данном элементе, вычислите ЭДС данного гальванического элемента.
Опыт 2 *. Определение электродных потенциалов металлов.
Измерить непосредственно потенциал отдельного электрода нельзя. Приводимые в справочниках значения стандартных электродных потенциалов являются относительными, они измерены относительно стандартного водородного электрода, потенциал которого условно принят равным 0 (φ02Н+/Н2 = - 0,00В). В практической работе удобнее пользоваться другими стандартными электродами сравнения, имеющими постоянное значение электродного потенциала по отношению к стандартному водородному электроду, как, например, каломельный, хлорсеребряный.
Соберите установку (рис.4).
Рис.4. Схема установки для установления потенциала электрода: 1 – катодный вольтметр; 2 – электрод сравнения; 3 – сосуд с электродом сравнения; 4 – соединительный электролитический ключ; 5 – промежуточный сосуд; 6 – электролитический ключ с капилляром, прижимаемым к электроду; 7 – изучаемый электрод; 8 – сосуд для изучаемого электрода; 9 – токоотвод.
Сосуды 3 и 5 и электролитические ключи 4 и 6 заполните насыщенным раствором KCl. В сосуд 8 налейте до половины его объема 1М раствор CuSO4. Медный электрод зачистите наждачной бумагой и обезжирьте в ацетоне. Опустите в стакан 8 медный электрод с прижатым к нему кончиком электролитического мостика 6, а в сосуд 3 с насыщенным раствором KCl опустите хлорсеребряный электрод сравнения.
_____________________
*выполняется преподавателями как демонстрационный опыт
Соедините сосуды 8,5 и 3 электролитическими ключами. Измерьте электродный потенциал медного электрода относительно потенциала хлорсеребряного электрода (он будет равен ЭДС собранного гальванического элемента) на катодном вольтметре или рН – метре согласно инструкции по работе с этими приборами. Для установления равновесия измеряйте ЭДС через 3 – 5 минут после включения прибора.
|
|
|
Аналогично измерьте электродный потенциал железного электрода относительно потенциала хлорсеребряного электрода. Для этого на место медного электрода поместите стаканчик, наполненный 1М раствором FeSO4 с опущенной в него железной пластинкой. Запишите показания прибора.
Вычислите значения электродных потенциалов медного и железного электродов относительно стандартного водородного электрода по экспериментально полученным значениям ЭДС и величине электродного потенциала хлорсеребряного электрода.
При вычислении значений потенциалов учесть, что для 1 – го элемента ЭДС Е1 = φ0 Cu2+/ Cu - φ0 AgCl/Ag, а для второго - Е2 = φ0 AgCl/Ag - φ0 Fe2+/Fe; φ0 AgCl/Ag = 0,222В, φ0 Cu2+/ Cu = 0,222 + Е1, φ0 Fe2+/Fe = 0,222 - Е2.
Сравните полученные значения со значениями стандартных электродных потенциалов меди и железа. Приведите электрохимические схемы использованных в работе гальванических элементов.
Таблица вариантов в к лабораторной работе.
| № варианта | №№ опытов | №№ контрольных вопросов и задач |
| Iа, Zn – Cu | ||
| Ia, Zn – Fe | ||
| Ia, Zn – Al | ||
| 1a, Fe – Cu | ||
| 1a, Al – Cu | ||
| 1a, Al – Fe | ||
| Оп. 1б. |
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ.
1. Как устроен гальванический элемент?
2. Какое уравнение выражает связь между термодинамическими функциями реакции и ЭДС гальванических элементов?
3. Как устроен стандартный водородный электрод?
4. Какие факторы влияют на потенциал металлического электрода?
5. Какие факторы влияют на потенциал газовых электродов?
6. Рассчитайте стандартную ЭДС гальванического элемента Pb Pb2+ Zn2+ Zn по известным значениям стандартных потенциалов электродов. С учетом полученного значения стандартной ЭДС элемента определите стандартное значение энергии Гиббса, протекающей в элементе реакции. Определите энергию Гиббса из термодинамических данных и сравните обе величины.
7. ЭДС гальванического элемента, образованного никелем, погруженным в раствор его соли с концентрацией ионов Ni2+ 10-4 моль/ л, и серебром, погруженным в раствор его соли, равна 1,108 В. определите концентрацию ионов Ag+ в растворе его соли.
8. Гальванический элемент составлен железной пластинкой, погруженной в раствор соли железа с концентрацией ионов Fe2+, равной 0,001 моль/л, и медной пластиной, погруженной в раствор соли меди? Какой концентрации должен быть раствор соли меди, чтобы ЭДС элемента стала равной нулю?
9. Исходя из величин стандартных электродных потенциалов, рассчитайте для 298К константы равновесия реакций:
а) Zn + H2SO4 ↔ ZnSO4 + H2
б) Cu + 2Ag+ ↔ Cu2+ + 2Ag
10. Составлен концентрационный гальванический элемент:
Pt, H2 0,001н НСООН 1н СН3СООН H2,Pt
Константы диссоциации кислот равны:
К НСООН = 1,77* 10-4;
К СН3СООН = 1,75*10-5;
Определите ЭДС элемента.
11. Составьте схемы гальванических элементов для определения
стандартных электродных потенциалов электродов Al3+ Al и Cu2+ Cu в
паре со стандартным водородным электродом. Укажите переход
электронов во внешней цепи.
12. Вычислите ЭДС концентрационного гальванического элемента, составленного из двух медных электродов, один из которых опущен в 0,001М раствор CuSO4, другой в 1М раствор CuSO4.
13. Составьте уравнения полуреакций в окислително – восстановительной системе:
KIO3 + Na2SO3 + H2SO4 ↔ I2 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O
Укажите, в каком направлении будет протекать процесс, и вычислите ЭДС окислительно-восстановительного гальванического элемента, работающего на основе данной реакции.
Работа 12. Электролиз.
Цель работы – ознакомление с процессами, протекающими на растворимых и нерастворимых электродах при электролизе водных растворов электролитов.
Электролизом называются окислительно-восстановительные реакции, протекающие на электродах в растворе или расплаве электролита под действием постоянного электрического тока, подаваемого от внешнего источника. При электролизе происходит превращение электрической энергии в химическую. Прибор, в котором проводят электролиз, называют электролизером. На отрицательном электроде электролизера (катоде) происходит процесс восстановления – присоединения окислителем электронов из электрической цепи, а на положительном электроде (аноде) - процесс окисления – переход электронов от восстановителя в электрическую цепь.
Процесс электролиза наглядно изображают схемой, которая показывает диссоциацию электролита, направление движения ионов, процессы на электродах и выделяющиеся вещества. Схема электролиза расплава хлорида натрия выглядит так:
(-) катод NaCl = Na+ + Cl- анод (+)
Na+ Cl-
Na+ + e = Na 2Cl- - 2e = CL2
Суммарное уравнение:
2Na+ + 2Cl- → 2Na + Cl2 или
2NaCl → 2Na + Cl2
В процессах электролиза растворов электролитов могут участвовать молекулы воды. При определении продуктов электролиза водных растворов электролитов можно в простейших случаях руководствоваться следующими соображениями:
1. Катодные процессы.
1.1. На катоде в первую очередь идут процессы, характеризуемые наиболее положительным электродным потенциалом, т.е. в первую очередь реагируют сильные окислители.
1.2. Катионы металлов, имеющих стандартный электродный потенциал больший, чем у водорода (Cu2+, Ag+ ,Hg2+, Au3+ и др.), при электролизе практически полностью восстанавливаются на катоде. Men+ + ne = Me
1.3. Катионы металлов, потенциал которых существенно более отрицателен, чем у водорода (от Li+ до Al3+ включительно), не восстанавливаются на катоде, так как на катоде восстанавливаются молекулы воды:
2H2O + 2e → H2↑ + 2OH-
1.4. Катионы металлов, имеющих стандартный электродный потенциал,
меньший чем у водорода, но больший чем у алюминия (от Al3+ до 2H+) при электролизе на катоде восстанавливается одновременно с молекулами воды.
Men+ + ne = Me
2H2O + 2e → H2↑ + 2OH-
2. Анодные процессы.
2.1. На аноде в первую очередь идут процессы, характеризуемые наиболее отрицательным потенциалом, т.е. в первую очередь реагируют сильные восстановители.
2.2. Обычно аноды подразделяются на инертные (нерастворимые) и активные (растворимые). Первые изготовляют из угля, графита, титана, платиновых металлов, имеющих значительно положительный электродный потенциал, или покрытых устойчивой защитной пленкой, вторые – из металлов, ионы которых присутствуют в растворе электролита – из меди, цинка, серебра, никеля и др.
2.3. На инертном аноде в первую очередь окисляются анионы бескислородных кислот (например, S2-, I-, Br-, Cl-). Если же раствор содержит анионы кислородосодержащих кислот (например, SO42-, SO32-, NO3-, CO32-, PO43- и др.) то на аноде окисляются не эти ионы, а молекулы воды:
2H2O – 4e → O2↑ + 4H+
2.4. Активный анод при электролизе окисляется, растворяясь:
Me – ne → Men+
Если потенциалы двух или нескольких электродных реакций равны, то эти реакции протекают на электроде одновременно. При этом прошедшее через электрод электричество расходуется на все эти реакции. Доля количества электричества, расходуемая на превращение одного из веществ (Вj), называется выходом по току этого вещества:
Вj (%) = (Qj/Q)*100, (7)
где Qj – количество электричества, израсходованное на превращение j вещества; Q – общее количество электричества, прошедшее через раствор.
Теоретическое соотношение между количеством прошедшего электричества и количеством вещества, окисленного или восстановленного на электроде, определяется законом Фарадея, согласно которому масса электролита, подвергшаяся химическому превращению, а так же массы веществ, выделившихся на электродах, прямо пропорциональны количеству прошедшего через электролит электричества и молярным массам эквивалентов веществ:
m = Эm It /F, (8)
где m – масса электролита, подвергшаяся химическому превращению, или масса веществ – продуктов электролиза, выделившихся на электродах, г; Эm – молярная масса эквивалентов вещества, г/моль; I – сила тока, А; t – продолжительность электролиза, с; F- число Фарадея – 96480 Кл/моль.
Экспериментальная часть.
Опыт 1. Электролиз водных растворов электролитов с инертным анодом.
Описанные ниже опыты проводят в приборе, представленном на рис.5. Электролизером является U – образная трубка 1; ее закрепляют в штативе или на подставке 3. Электроды 2 изготовлены из графитовых стержней. Источником тока служит выпрямитель 4. Во всех опытах электролизер заполняют электролитом на 2/3 его объема. Электроды перед каждым опытом тщательно промывают дистиллированной водой.
Рис.5. Прибор для электролиза: 1 – U- образная трубка; 2 – электроды; 3 – штатив; 4 – выпрямитель.
а) Электролиз раствора иодида калия.
Налейте в электролизер раствор иодида калия и добавьте в оба колена по 2 капли раствора фенолфталеина. Перемешайте раствор стеклянной палочкой. Опустите в оба колена электролизера графитовые электроды и подключите их к сети через выпрямитель электрического тока.
Отметьте изменение цвета раствора около катода и анода, и выделение газа на катоде.
Используя электродные потенциалы, приведите обоснование электродных процессов и запишите их уравнения.
Какой газ выделяется на катоде? Почему на катоде не выделяется металлический калий?
Появление каких ионов в процессе электролиза обуславливает окрашивание в малиновый цвет индикатора в катодном пространстве?
Чем можно объяснить коричневое окрашивание раствора в анодном пространстве?
Примечание: По окончании опыта анод промыть сначала раствором тиосульфата натрия для удаления иода, затем дистиллированной водой.
б) Электролиз раствора сульфата натрия.
Налейте в электролизер раствор сульфата натрия и добавьте в оба колена по 2 капли нейтрального раствора лакмуса. Перемешайте раствор стеклянной палочкой. Опустите в оба колена электролизера графитовые электроды и подключите их к сети через выпрямитель электрического тока. Что происходит на обоих электродах? Как изменилась окраска индикатора в обоих коленах электролизера?
Напишите уравнение катодного и анодного процессов, протекающих при электролизе водного раствора сульфата натрия. Какие ионы окрасили лакмус в катодном пространстве в синий цвет? В анодном пространстве – в красный цвет? Какой газ выделяется на катоде, на аноде?
в) Электролиз раствора нитрата калия.
Налейте в электролизер раствор нитрата калия и добавьте в оба колена по 2 капли нейтрального раствора лакмуса, раствор перемешайте стеклянной палочкой и опустите графитовые электроды, подключите их к источнику тока через выпрямитель.
Что происходит на обоих электродах? Как изменилась окраска индикатора в обоих коленах электролизера? Напишите уравнения катодного и анодного процессов, протекающих при электролизе водного раствора нитрата калия. Какие ионы окрасили лакмус в катодном пространстве в синий цвет? В анодном пространстве – в синий цвет? Какой газ выделяется на аноде, катоде?
г) Электролиз раствора сульфата меди (II).
Налейте в электролизер раствор сульфата меди (II). Опустите в него графитовые электроды и соедините их с источником постоянного тока. Пропускайте ток в течение нескольких минут, затем прекратите электролиз. Выньте и рассмотрите катод. Отметьте на нем красный налет меди. Напишите уравнения катодного и анодного процессов. Какой газ выделяется на аноде? Электрод, покрытый медью, сохраните для следующего опыта.
Опыт 2. Электролиз водных растворов электролитов с активными анодами.
а) Электролиз соли меди (II) с медным анодом.
Налейте в электролизер раствор сульфата меди (II). Опустите в него графитовые электроды и соедините с источником постоянного тока. Пропускайте ток в течение нескольких минут, затем прекратите электролиз. Выньте и рассмотрите катод. Отметьте на нем красный налет меди. Напишите уравнения катодного и анодного процессов. Какой газ выделяется на аноде? Электрод, покрытый медью, сохраните для следующего опыта.
Поменяйте полярность электродов, соединив графитовый электрод с отрицательным полюсом источника тока, а электрод, покрытый медью - с положительным полюсом. Снова пропустите электрический ток. Что происходит с медью на аноде? Какое вещество выделяется на катоде? Напишите уравнения катодного и анодного процессов, протекающих при электролизе сульфата меди (II) с медным анодом.
Для чего в технике используется электролиз с активным анодом?
Примечание: После проведения опыта прочистите электроды наждачной бумагой и промойте дистиллированной водой.
б) Электролиз раствора серной кислоты с медным анодом.
В электролизер налейте 2н раствор серной кислоты и опустите в качестве катода угольный электрод, а в качестве анода – электрод, покрытый медью, оставленный после опыта 1г. К электродам присоедините источник постоянного тока и пропустите ток в течение 3 – 5 мин. Наблюдайте выделение газообразного вещества у одного из электродов и изменение окраски раствора вблизи анода. Что постепенно происходит с медью на аноде? Напишите уравнения реакций, протекающих на катоде и аноде в начале опыта. Для чего в технике используется электролиз с растворимым анодом?
Таблица вариантов к лабораторной работе.
| № варианта | №№ опытов | №№ контрольных вопросов и задач |
| 1а | 18а | |
| 1б | 18б | |
| 1в | 18в | |
| 1г | 18г | |
| 1г, 2б | 16д | |
| 2а | 16е |
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ.
1. Какой процесс называют электролизом?
2. Чем обусловлено направление движения ионов электролита в процессе электролиза? Какие электроды называют катодом и анодом? Какую роль играет внешний источник тока?
3. Какие процессы протекают на катоде и на аноде при электролизе?
4. Какова последовательность электродных процессов на аноде электролизера?
5. Какова последовательность электродных процессов на аноде электролизера?
6. В воде растворены соли алюминия, цинка и меди с активностью (концентрацией) катионов 1моль/л, рН раствора 3. Укажите последовательность реакций на катоде.
7. Что такое выход по току?
8. Какое явление называется поляризацией?
9. В какой последовательности должны разряжаться на катоде ионы Ag+, Fe2+, Cu2+, Bi3+, Sn2+? Чем это определяется?
10. При каком значении рН потенциал водородного электрода принимается за нуль и чему он равен при рН=7? В каком из этих случаев водород выделяется на катоде легче?
11. Какими катодными процессами характеризуется электролиз водных растворов солей металлов, стоящих в начале ряда напряжений и в средней его части? Чем это определяется?
12. Согласно значениям стандартных электродных потенциалов при электролизе из растворов солей цинка на катоде должен выделяться водород. В действительности же при плотности тока в 1мА/см2 выделяется примерно 60% цинка. Чем это объясняется?
13. Почему при электролизе водных растворов хлоридов при высоких плотностях тока выделяется не кислород, а хлор, хотя его стандартный электродный потенциал выше? Что выделяется на аноде при электролизе растворов сульфатов, чем это определяется?
14. Какие продукты могут быть получены при электролизе раствора KNO3, если анодное и катодное пространства: а) разделены пористой перегородкой; б) не разделены и раствор перемешивается?
15. На чем основан метод очистки металлов электролизом - рафинирование?
16. Напишите уравнения реакций катодного и анодного процессов, протекающих при электролизе водных растворов указанных ниже веществ с графитовыми электродами: а) хлорид никеля; б) нитрат кальция; в) гидроксида натрия; г) сульфата железа II; д) серной кислоты; е) нитрата серебра.
17. Какие продукты будут выделяться на катоде и аноде в первую очередь при электролизе водных растворов с графитовыми электродами, если в электролизе находится смесь следующих солей: а) CuSO4 и KCl; б) NiSO4 и NaCl; в) FeCl3 и Na2SO4; г) SnCl2 и KI?
18. Напишите уравнения реакций, протекающих на электродах при электролизе раствора: а) сульфата никеля с никелевыми электродами; б) нитрата серебра с серебряными электродами; в) хлорида меди (II) с медными электродами; г) сульфата цинка с цинковыми электродами; д) сульфата железа (II) с железными электродами; е) сульфата меди (II) с медными электродами.
19. Рассчитайте ток в цепи и массу вещества, которая подверглась разложению при электролизе водного раствора сульфата калия с нерастворимым анодом, если на катоде выделилось 0,224 литра водорода, измеренного при нормальных условиях. Время электролиза 1 час. Ответ: 0,536 А; 0,18 г.
20. Проходя через раствор электролита, ток силой 2 А за 44 минуты выделяет 2,3 г металла. Определить молярную массу эквивалентов этого металла. Ответ: 42 г/моль.
21. Какой силы ток должен быть использован для того, чтобы выделить из раствора AgNO3 серебро массой 108 г за 6 минут? Ответ: 298А.
22. Сколько граммов меди выделится на катоде при электролизе раствора CuSO4 в течение 40 минут при силе тока 1,2А? Ответ: 0,948г.
23. Через раствор сульфата кадмия пропущено 25А*ч электричества. При этом на катоде выделился кадмий массой 42,5г. Напишите уравнения реакций, протекающих на электродах, рассчитайте выход по току кадмия. Ответ: 80,5%.
24. Через раствор сульфата железа (II) пропускали ток 13,4А в течение 1 часа. Определите массу железа, которая выделилась на катоде, если выход по току был равен 70%. Напишите уравнения реакций, протекающих на электродах. Ответ: 13,96г.
Литература.
1. Коровин Н.В., Масленникова Г.Н., Мингулина Э.И. «Курс общей химии». – М.: Высшая школа, 1990, 446с.
2. Коровин Н.В., Мингулина Э.И., Рыжкова Н.Г. «Лабораторные работы по химии». – М.: Высшая школа, 1998, 256с.
3. Ахметов Н.С. «Общая и неорганическая химия». – М.: Высшая школа, 1998, 743с.
4. Угай А.Я. «Общая и неорганическая химия». – М.: Высшая школа, 1997, 650с.
Составители: Г.К. Севастьянова – доцент, к.х.н.
Т.М. Карнаухова - доцент, к.х.н.
Т.Г. Гурьева - доцент, к.х.н.
Н.М. Хлынова - доцент, к.х.н.
Подписано к печати 23.03.01 Объем 1,15
Формат 60x84/16 Заказ 153
Тираж 450
Печать плоская Бесплатно
___________________________________________________________
|
|
|
