Практикум по общей и неорганической химии рекомендовано учебнометодическим объединением по химическому образованию в качестве учебного пособия для студентов высших учебных заведений
 Скачать 2.18 Mb.
|
|
ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ Гальванический элемент – это химический источник электроэнергии, в котором энергия химической реакции преобразуется в электрическую энергию. Гальванический элемент состоит из двух электродов – катода и анода, погруженных в растворы электролитов. Электролитами обычно являются соли тех металлов, из которых изготовлены электроды. Электрический контакт между растворами электролитов осуществляется с помощью пористой перегородки или электролитического мостика, который изготовляется из образной стеклянной трубки, заполненной раствором электролита. Такой мостик проводит ток благодаря наличию ионов, но препятствует смешиванию электролитов. Работа гальванического элемента основана на протекающей в нём окислительно-восстановительной реакции, причем процессы окисления и восстановления разделены, они протекают на разных электродах окисление на аноде, а восстановление на катоде. Электроны движутся во внешней цепи от анода к катоду (от восстановителя к окислителю. Главной характеристикой гальванического элемента является его электродвижущая сила (ЭДС. ЭДС – это разность потенциалов электродов в состоянии, когда сила тока равна нулю, те. когда между электродами и растворами солей устанавливается химическое равновесие ЭДС = око а Обычно для создания гальванического элемента берут два разных металла, расположенных далеко друг от друга в электрохимическом ряду активности металлов (ряду напряжений, чтобы получить наибольшую ЭДС. Для примера рассмотрим магниево-серебряный гальванический элемент. Найдем в ряду напряжений эти металлы и их стандартные электродные потенциалы о = +0,80 Во МВ Магний – более активный металл, он при работе гальванического элемента является анодом, то есть окисляется, а на серебряном электроде происходит восстановление катионов серебра из раствора, то есть серебряный электрод является катодом Mg – 2e = А + e = Ag Электрохимическая схема гальванического элемента и его токооб- разующая реакция в ионном виде записываются так (-)Mg | Mg 2+ || Ag + | Ag (+); Mg + 2Ag + = Mg 2+ + 2Ag Уравнение токообразующей реакции в молекулярном виде показывает, что данный гальванический элемент производит электроэнергию за счёт окислительно-восстановительной реакции вытеснения менее активного металла более активным из раствора его соли Mg + 2AgNO 3 = Mg(NO 3 ) 2 + 2Ag ↓ Электродвижущая сила магниево-серебряного гальванического элемента при стандартных условиях рассчитывается по формуле ЭДС = око а = 0,80 – (–2,36) = 3,16 В При работе гальванического элемента в нестандартных условиях вначале необходимо вычислить электродные потенциалы катода и анода по уравнению Нернста: ] Me lg[ F n T R 3 , 2 n Me / Me o Me / Me n n + ⋅ ⋅ ⋅ + ϕ = ϕ + + , где ϕ о Ме/Me n+ – стандартный электродный потенциал Т – температура n – число электронов, переходящих от восстановителя к окислителю [Me n+ ] – молярная концентрация катионов металла в растворе электролита молярная газовая постоянная F – постоянная (число) Фарадея. При стандартной температуре (298 К, но нестандартном значении концентрации катионов пользуются упрощенным вариантом этого уравнения ] Me lg[ n 059 , 0 ) Me ( ) Me ( n Экспериментальная часть Целью работы является изучение электрохимической активности наиболее известных металлов, сборке гальванического элемента и определение его ЭДС. Опыт 1. Исследование электрохимической активности металлов В шесть пробирок налить по 10 капель растворов солей магния, цинка, железа (II), олова (II), свинца (II), меди (II). Опустить в пробирки по кусочку магния, исключая первую пробирку. Отметить изменения, наблюдаемые в пробирках, написать уравнения реакций. Повторить опыт ещё пять раз, опуская цинк, железо, олово, свинец и медь вовсе пробирки, кроме тех, в которых содержится раствор соли того же самого металла. Написать уравнения наблюдаемых реакций. Опытные данные занести в таблицу 9, поставив знак "+" под ионами металлов в тех случаях, когда эти металлы вытеснялись из их солей, и знак "0", когда вытеснения не происходило. Таблица Способность металлов восстанавливать друг друга из растворов их солей Ионы металла в растворе Металл Mg 2+ Zn 2+ Fe 2+ Sn 2+ Pb 2+ Cu 2+ Mg Zn Fe Sn Pb Cu В выводе охарактеризовать восстановительную способность изученных металлов и расположить их вряд по уменьшению этого свойства. Соответствует ли расположение металлов в этом ряду их расположению в ряду электрохимической активности металлов Опыт 2. Cборка гальванического элемента и измерение его ЭДС Собрать гальванический элемент, электродами которого служат цинк и медь. Для этого взять два химических стакана и заполнить их растворами солей с известной концентрацией один – сульфатом цинка, а другой – сульфатом меди (II), и соединить их электролитическим мостиком. Электролитический мостик – это образная стеклянная трубка, заполненная раствором электролита, например хлорида или сульфата натрия, а в простейшем случае это лента фильтровальной бумаги, смоченная раствором любого электролита. В первый стакан опустить цинковый электрод, во второй – медный. Подключить к клеммам вольтметр и замерить напряжение на электродах. В отчете отразить следующее 1) записать собранный гальванический элемент его в виде электрохимической схемы 3) написать схемы анодного и катодного процессов и уравнение токообразующей реакции 4) вычислить теоретическое значение ЭДС, сравнить его с измеренными рассчитать погрешность опыта 5) в выводе объяснить, почему измеренное значение ЭДС отличается от теоретического. Контролирующие задания 1. Расположите металлы железо, медь, марганец, магний, серебро вряд по увеличению окислительных свойств их катионов. 2. Среди металлов свинец, золото, кадмий, кальций, медь укажите а) взаимодействующие с соляной и разбавленной серной кислотами б) вытесняющие никель из растворов его солей. 3. Вычислите значение электродного потенциала цинка, если цинк находится в растворе своей соли с концентрацией катионов 0,01 М, а температура раствора равна 15 С. 4. Вычислите значение электродного потенциала меди, если электрод находится в растворе соли меди (II) с концентрацией катионов 0,1 М, температура раствора равна 10 С. 5. Напишите электрохимическую схему гальванического элемента, составленного из медного и марганцевого электродов с растворами солей меди (II) и марганца (II). Вычислите ЭДС элемента при стандартных условиях и при концентрации катионов в растворах М (температура стандартная. 6. Напишите схему двух гальванических элементов, водном из которых цинк является катодом, а в другом анодом вычислите их ЭДС. 7. Приведена электрохимическая схема гальванического элемента (–) Mn ⎮Mn(NO 3 ) 2 ⎮⎮Ag⎮AgNO 3 (+) Напишите схему катодного и анодного процессов, уравнение токообра- зующей реакции в молекулярном и ионном виде. Определите ЭДС элемента при стандартных условиях. Работа 17. ЭЛЕКТРОЛИЗ Электролизом называется совокупность окислительно-восстано- вительных процессов, происходящих при пропускании постоянного электрического тока через растворили расплав электролита. Пропускание тока через электролиты осуществляется с помощью электродов катода, на котором происходит процесс восстановления, и анода, на котором осуществляется процесс окисления. При электролизе растворов солей закономерности восстановления на катоде следующие. 1. Катионы металлов, расположенных в ряду напряжений правее железа (от кадмия до золота, восстанавливаются согласно уравнению Ме n+ + е = Me 101 2. Катионы активных металлов, расположенных в левой части ряда напряжений (отлития до алюминия, не восстанавливаются. В этом случае на катоде происходит восстановление воды НО + е = НОН. Катионы металлов, расположенных в средней части ряда напряжений (марганец, цинк, хром, железо и др, восстанавливаются на катоде вместе с восстановлением воды, те. параллельно идут два процесса, уравнения которых приведены выше. Закономерности окисления на аноде следующие. 1. Простые анионы (С, Br - , I - , S 2- ), кроме ионов, окисляются с образованием соответствующих простых веществ, например 2Cl - – е = С 2. Сложные анионы (NO 3 - , SO 4 2- , PO 4 3- и др) и ионы не окисляются. В этом случае на аноде происходит окисление воды НО – е = О + 4Н + Эти закономерности относятся к электролизу с инертным (нерастворимым) электродом платина, графит, электродная сталь. Но если анод изготовлен из металла, соль которого является электролитом, тов этом случае сам анод окисляется, переходя в раствор в виде катионов Ме – е = Me n+ , а на катоде происходит восстановление этого же металла Ме n+ + е = Me Такой электролиз называется электролизом с активным (растворимым) анодом. Экспериментальная часть Целью работы является экспериментальное ознакомление с различными типами электролиза солей. Опыт 1. Электролиз хлорида никеля (II) с инертными электродами Собрать электролизер, используя графитовые стержни в качестве электродов. Залить в электролизер раствор хлорида никеля (II), включить электроды в сеть постоянного электрического тока и вести электролиз мин. Наблюдать выделение металла на одном электроде (как этот электрод называется) и газа (какого) – на другом электроде (как он называется. В отчете нарисовать схему электролизера, описать опыт и наблюдения. Записать уравнения катодного и анодного процессов и общее уравнение электролиза хлорида никеля (II). Опыт 2. Электролиз хлорида натрия с инертными электродами Очистить электроды после первого опыта наждачной бумагой и вновь собрать электролизер. Залить в него раствор хлорида натрия и вести электролиз 5–6 мин. Наблюдать выделение газов (каких) на обоих электродах. После проведения электролиза установить с помощью индикатора среду раствора. В отчете описать наблюдения и результаты электролиза. Записать уравнения катодного и анодного процессов, образования щелочи в растворе и общее уравнение электролиза раствора хлорида натрия. Опыт 3. Электролиз сульфата натрия с инертными электродами Собрать электролизер так, как это было сделано в первом опыте, и наполнить его раствором сульфата натрия. Вести электролиз 5–6 мин, наблюдать выделение газов (каких) на обоих электродах. В конце опыта отобрать пипеткой пробы раствора из катодной и анодной части электролизера и установить среду растворов. В отчёте описать опыт и наблюдения, написать схемы процессов на электродах, вторичных процессов и общее уравнение реакции электролиза. Опыт 4. Электролиз сульфата меди (II) с инертными электродами Собрать электролизер так, как это было сделано в первом опыте, наполнить его раствором CuSO 4 и вести электролиз 5–6 мин. Наблюдать выделение металла (какого) на катоде и газа (какого) на аноде. В отчёте описать опыт и наблюдения, привести схемы электродных процессов и уравнения реакций. Опыт 5. Электролиз сульфата меди (II) с активным анодом Ничего не меняя в электролизере после четвёртого опыта, повернуть вилку электропитания на 180 ° и включить ее в сеть постоянного тока. В этом случае электрод, бывший катодом в четвертом опыте (покрытый слоем меди, становится анодом. Провести электролиз 5–6 мин, описать наблюдения, записать уравнения анодного и катодного процессов В отчете сделать общий вывод о закономерностях электролиза различных типов солей при использовании инертных электродов и активного анода. Контролирующие задания 1. Приведите примеры металлов, которые можно получить электролизом растворов их солей. 2. Установите последовательность восстановления металлов из расплава смеси AlCl 3 , CuCl 2 , FeCl 2 , CdCl 2 3. Рассчитайте минимальное напряжение разложения, которое необходимо приложить к электродам для начала электролиза расплава хлорида алюминия. 4. Газообразными продуктами электролиза каких солей являются только хлор и водород 5. Электролиз раствора какой соли приводит к увеличению её концентрации в растворе FeCl 3 , NaNO 3 , Cu(NO 3 ) 2 , NaCl? 6. На рисунке изображен электролизер с угольными электродами. Какая соль находится в растворе Na 2 CO 3 , CuSO 4 , Na 2 S, AgNO 3 ? Объясните свой выбор. Напишите уравнения происходящих процессов. 7. Вычислите объем газа, выделившегося на аноде при электролизе раствора нитрата натрия за 1 час, если сила тока равна А, а выход потоку. Работа 18. КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ Коррозией называется разрушение металлов вследствие химического воздействия окружающей среды. При коррозии металлы окисляются и теряют присущие им свойства. Коррозия приводит к большим материальным потерям, происходящим в результате нарушения целостности трубопроводов, цистерн, металлических частей машин, корпусов судов, морских сооружений и т.д. Безвозвратные потери металлов от коррозии составляют 8–10 % от ежегодного их выпуска. По механизму протекания коррозия подразделяется на два типа 1) химическую, которая наблюдается при взаимодействии металлов с сухими газами и жидкостями, не проводящими ток (неэлектролитами); 2) электрохимическую, которая наблюдается при взаимодействии металлов с растворами электролитов. К электролитам относится вода обычная и морская, растворы солей, кислот и щелочей, влажные газы. Во влажных газах ив воздухе содержатся пары воды, которые адсорбируются на поверхности металлов, образуя тонкую невидимую для глаз пленку жидкой воды, в которой растворяются кислород, углекислый газ, сернистые газы, оксиды азота и другие газы, присутствующие в атмосфере при этом образуются кислоты. Таким образом, во влажном воздухе на металлы действуют растворы электролитов. 1. Коррозионные гальванические микроэлементы Электрохимическая коррозия является следствием возникновения коррозионных гальванических микроэлементов (коррозионных гальванических пар, состоящих из катодных и анодных участков. Появление катодных и анодных участков на поверхности металлов происходит последующим причинам – неоднородность поверхности металла вследствие включений иной природы, ударов и изгибов, накопления примесей на границах зерен, участков с разной степенью обработки и т.д.; – неоднородность жидкой фазы, в которой происходит коррозия из- за различия концентрации ионов, рН среды, неравномерного доступа кислорода или других окислителей – различие внешних условий температуры, давления, действия электрического поля и т.д. Коррозия, как любой химический процесс, обладает определенной скоростью. При контакте металла с электролитом на металле устанавливается равновесный потенциал, определяемый уравнением Нернста. Если подать внешнее напряжение, то потенциал электрода увеличится. Это изменение электродного потенциала называется электродной поляризацией. Поляризация способствует уменьшению коррозии. Если изменить ход процесса, увеличив скорость его протекания, то произойдет уменьшение электродного потенциала по сравнению с равновесным процесс, обусловливающий его, называют деполяризацией, ион способствует увеличению скорости коррозии. При возникновении коррозионного гальванического микроэлемента процесс электрохимической коррозии можно представить состоящим из четырёх стадий. 105 1. Окисление той части металла, которая имеет меньшее значение электродного потенциала эта часть в коррозионном гальваническом микроэлементе является анодом. 2. Перенос заряда электронами (или, говоря проще, переход электронов) по металлу от анодного к катодному участку. 3. Перенос заряда ионами в электролите. 4. Восстановление окислителя на катодном участке поверхности металла. При электрохимической коррозии наиболее распространенными окислителями являются растворённый в щелочных растворах кислород и катионы водорода в кислой среде. Растворенный вводе и щелочных растворах кислород восстанавливается на катодных участках металла по уравнению О + е + НО = 4ОН - Таким образом, здесь деполяризация осуществляется за счет растворенного кислорода и ускорение разрушения металла осуществляется за счет коррозии с кислородной деполяризацией. Катионы водорода в кислых растворах (кислород в кислой среде не растворяется) восстанавливаются по уравнению Не Н 2 Здесь деполяризация происходит за счет ионов водорода и ускорение разрушения металла осуществляется за счет коррозии с водородной деполяризацией. Катодные и анодные участки в металлах чередуются и имеют очень малые размеры, те. речь идет о микроанодах и микрокатодах и, как указывалось выше, о коррозионных гальванических микроэлементах. Таким образом, электрохимическая коррозия заключается в работе огромного числа гальванических микроэлементов, при которой происходит анодное окисление металла. Коррозионный гальванический микроэлемент, в отличие от обычного гальванического элемента, является короткозамкнутым микроэлементом. Форма его записи не отличается от записи электрохимической схемы обычного гальванического элемента, но для сокращения в ней не указывают окисленную форму. Например, коррозия железа в контакте с углеродом (обычная углеродистая сталь) во влажной атмосфере происходит в результате возникновения гальванических микроэлементов, анодными участками которых является металла катодными – включения углерода (рис. 10). 106 Fe 2+ ООН О Fe 2+ ↑ ↓ ↑ ↓ ↑ FF Рис. 10. Схема образования коррозионных гальванических микроэлементов в углеродистой стали, находящейся во влажном воздухе Полная и сокращенная форма записи такого элемента имеют вид (–)Fe | Fe 2+ || 2H 2 O, O 2 , 4OH - | C(+); (–)Fe | H 2 O, O 2 , | C(+) Коррозия железа является результатом работы этого элемента. При коррозии железа идут следующие процессы анодное окисление Fe – 2e = катодное восстановление O 2 + 2H 2 O + 4e = 4OH - общее уравнение коррозии 2Fe + O 2 + 2H 2 O = 2Fe(OH) 2 2. Контактная коррозия Коррозия металла ускоряется или замедляется при его контакте с другими металлами. Ускорение коррозии происходит при контакте металла с менее активным металлом, расположенном в ряду электрохимической активности металлов правее, так как в этом случае данный металл в коррозионной гальванической паре становится анодом (риса. При контакте металла с более активным металлом коррозия основного металла наоборот замедляется, так как в коррозионной гальванической паре этот металл является катодом (рис. б. Именно по этой причине кровельное железо покрывают более активным металлом цинком, а не оловом или медью. Fe 2+ H + H 2 H + Fe 2+ H 2 H + Zn 2+ H + H 2 ↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↑ ↓ ↑ ↓ ↑ а) б) Рис. 11. Схема коррозии железа в кислой среде при контакте с менее активным (аи более активным (б) металлом Fe e - Cu e - Fe Fe e - Zn e - Fe Fe e - C e - Fe |