khimia_metodichka

Применительно для обозначений, используемых в табл. 5.3, выражение (5.13) можно записать:

V (щ) Сн(щ) V (к) Снреал (к)			(5.14)

Расчет концентрации кислоты произведите с точностью до второго знака после запятой. Сделайте вывод.

Опыт 3. Приготовление раствора кислоты с заданным значением рН В соответствии с таблицей 5.4 и формулой (5.10) рассчитайте

концентрацию кислоты с заданным значением рН. Затем по формуле (5.11) рассчитайте, как необходимо разбавить исходный (приготовленный вами в 1-м опыте) раствор соляной кислоты, чтобы достичь указанного значения рН.

Раствор готовьте в мерной колбе. Исходную кислоту набирайте пипеткой. рН полученного раствора проверьте, используя прибор рНметр.

Все расчеты внесите в тетрадь, а результаты - в таблицу 5.4. Сделайте вывод.

Таблица 5.4 Приготовление раствора кислоты с заданным значением рН

		Характеристики приготовленного рас-
					твора HСl
№
	Исходная	Концентрация HСl					Теоретическое значение рН	Экспериментальное значение рН
рабо-			л
	концентра-			Объем HСl V, мл
			/
чей			,моль
	ция HСl,					, мл
группы
	С0, моль/л
			5			0
			С·10			исходнойОбъем HСl V
1	0,02			250			4,1
2	0,016			250			4,2
3	0,01			250			4,4
4	0,01			200			4,3

31

Лабораторная работа № 6

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ

Теоретическая часть

Электрохимия имеет важное практическое значение для многих областей науки и техники. Исключительно велика роль электрохимических процессов и явлений в технологии изготовления и эксплуатации радиоэлектронных приборов и систем (электросинтез, электрохимическое травление, оксидирование, получение тонких пленок декоративного и специального назначения, антикоррозионные покрытия, создание контактов и др.). Процессы взаимного превращения химической и электрохимической форм энергии называют электрохимическими процессами. Электрохимические системы, в которых химическая энергия превращается в электрическую, называются гальваническими элементами; системы, в которых электрическая энергия превращается в химическую, называются электролизными.

В основе электрохимических процессов лежат гетерогенные окислительно-восстановительные реакции, протекающие на границе раздела фаз: металл – раствор (расплав) электролита.

Скорость электрохимических процессов зависит как от природы электролита, его концентрации, величины рН (для водных растворов электролитов), внешних условий (Т, Р), наличия катализатора, так и от природы электродов, которая численно характеризуется величиной электродного потенциала.

Потенциал, возникающий на металлическом электроде, находящемся в равновесии с собственными ионами в растворе электролита,

называется равновесным электродным потенциалом (φ, В). Для актив-

ных металлов он отрицателен, для малоактивных положителен. Численные значения φ рассчитываются по уравнению Нернста:

	0		RT		aOx	,	(6.1)
		nF ln aRe d

где φ0 – стандартный электродный потенциал; R – универсальная газовая постоянная, R = 8,31 Дж/(моль·К); Т – абсолютная температура, К; F – число Фарадея, F = 96500 Кл; n – число молей электронов, принимаемых при превращении окисленной формы в восстановленную; aOx и aRed.– активность окисленной и восстановленной формы.

Активность является эффективной концентрацией и связана с ней уравнением: а=γ·С. Для разбавленных растворов γ = 1 и a = C.

32

Подставляя в уравнение Нернста значения констант и переходя от натуральных логарифмов к десятичным, получаем при Т = 298 К для ионно-металлического электрода:

0	0,059	lg C ,	(6.2)
	n

где n – заряд катиона; C – молярная концентрация ионов металла в растворе.

Стандартный потенциал электрода (φ0) – это потенциал, воз-

никающий на электроде при стандартных условиях (Т = 298 К; P = 1 атм; С = 1 моль/л). Для водородного электрода он принят за нуль,

т.е. 0 2Н / Н2 0 . Для всех остальных электродов φ0 определены от-

носительно стандартного водородного электрода и сведены в электрохимические ряды активностей (для металлических электродов – ряд напряжений металлов).

Гальванический элемент (ГЭ) – это устройство, позволяющее получать электрическую энергию за счет химической окислительновосстановительной реакции (ОВР). Подчеркнем, что если при обычном протекании ОВР в растворе химическая форма энергии переходит в тепловую, то при работе ГЭ за счет раздельного протекания процессов окисления и восстановления она переходит непосредственно в электрическую.

Классическим примером химического гальванического элемента служит элемент Даниэля–Якоби, схему которого можно представить в виде:

Zn│ZnSO4║CuSO4│Cu

Двойная черта в схеме символизирует солевой мостик, а одиночные вертикальные линии символизируют границу металл-раствор.

При разомкнутой внешней цепи на электродах в результате процесса обмена устанавливаются следующие равновесия, которым в стандартных условиях соответствуют стандартные электродные потенциалы:

Zn2+ + 2e ↔ Zn	0 Zn2 / Zn 0,76В
Cu2+ + 2e ↔ Cu	0Сu2 / Cu 0,34 В.

При соединении электродов равновесие нарушается вследствие перехода электронов по внешней цепи от цинкового электрода (анода) к медному (катоду), а анионов SO42 по внутренней цепи в обратном

направлении. Возникает самопроизвольный анодно-катодный процесс

по схеме:

Анод (-): Zn − 2e ↔ Zn2+

2+

Катод (+): Cu + 2e ↔ Cu

33

Суммируя электродные реакции, получаем:

2+	2+
Zn + Cu ↔ Zn	+ Cu.

Вследствие этой химической реакции в гальваническом элементе возникает движение электронов во внешней цепи и ионов внутри элемента (т. е. электрический ток), поэтому суммарная химическая реакция, протекающая в гальваническом элементе, называется токо-

образующей.

Данные самопроизвольные процессы будут продолжаться до тех пор, пока не выровняются потенциалы электродов или не растворится весь цинк (или вся медь не осадится на медном электроде).

Максимальная разность потенциалов электродов, которая может быть получена при работе гальванического элемента, называется электродвижущей силой (ЭДС) элемента. Она равна разности равновесных потенциалов катода и анода элемента.

Гальванический элемент может быть составлен не только из электродов, изготовленных из разных металлов и погруженных в растворы, содержащие одноименные с ними ионы, но и из одинаковых электродов, погруженных в растворы одного и того же электролита с различной концентрацией ионов. Такой гальванический элемент называется концентрационным. ЭДС. концентрационного элемента также равна разности электродных потенциалов, составляющих его электродов.

Электролиз – совокупность процессов, происходящих при прохождении электрического тока через электрохимическую систему, состоящую из двух электродов и расплава или раствора электролита.

Для осуществления электролиза к отрицательному полюсу внешнего источника тока присоединяют катод, а к положительному – анод и погружают их в электролит. При прохождении тока через электролит катионы под действием электрического поля движутся к катоду, а анионы – к положительному электроду – аноду. Например, при электролизе расплава MgCl2 катионы магния, подойдя к катоду, взаимодействуют с приходящими по внешней цепи электронами, восста-

навливаются:

Катод (-): Mg2+ + 2е → Mg.

Анионы хлора перемещаются к положительному электроду и, отдавая избыточные электроны, окисляются. При этом первичным процессом является окисление ионов хлора:

Анод (+): 2Cl- –2е → 2Cl0,

а вторичным – связывание образующихся атомов хлора в моле-

кулы:

2Cl → Cl2.

34

Складывая уравнения электродных процессов, получим суммарное уравнение окислительно-восстановительной реакции, проте-

кающей при электролизе расплава MgCl2: Mg 2+ + 2Cl- → Mg + Cl2.

Эта реакция не может протекать самопроизвольно, энергия, необходимая для ее осуществления, поступает от внешнего источника тока. В ходе этой реакции электрическая энергия превращается в химическую.

При рассмотрении электролиза водных растворов необходимо помнить, что кроме ионов электролита во всяком водном растворе есть еще ионы Н+ и ОН- - продукты диссоциации воды. В электрическом поле ионы Н+ перемещаются к катоду, а ионы ОН- к аноду. Таким образом, у катода могут разряжаться как катионы электролита, так и катионы водорода. У анода может происходить разряд как анионов электролита, так и гидроксид–ионов. Кроме того, молекулы воды также могут подвергаться электрохимическому окислению или восстановлению. Из нескольких возможных процессов будет протекать тот, осуществление которого сопряжено с минимальными затратами энергии.

Таким образом, характер и скорость процессов электролиза (восстановления на катоде и окисления на аноде) зависят:

1.от активности частиц в электролите, численно равной φ0. Чем больше значение φ, тем быстрее идет процесс восстановления на катоде; чем меньше φ, тем быстрее идет процесс окисления на аноде;

2.от концентрации частиц в электролите;

3.от величины перенапряжения, η, В.

Катодные процессы водных растворов электролитов. С учетом названных факторов при сопоставимой концентрации частиц ряд напряжений металлов по восстановительной способности их ионов условно разбивается на три группы (Табл. 6.1).

			Таблица 6.1
	Катодные процессы водных растворов электролитов
	активные металлы	металлы	малоактивные
		средней активности	металлы
	Mn+	Mn+ + ne → M0
	не восстанавливается	+
	+	2Н + 2e → H2↑ (рН<7)
	2Н + 2e → H2↑ (рН<7)	2H2O + 2e → H2↑ +	Mn+ + ne → M0
	2H2O + 2e → H2↑ +	-
	2OH-(рН≥7)	2OH (рН≥7)

35

Анодные процессы водных растворов электролитов. Продукт окисления зависит как от материала анода, так и от природы окисляющихся ионов. Обычно аноды подразделяют на инертные (нерастворимые) и активные (растворимые). Первые изготовляют из угля, графита, титана, платиновых металлов, имеющих значительный положительный электродный потенциал или покрытых устойчивой защитной плѐнкой, служащих только проводниками электронов. Вторые – из металлов, ионы которых присутствуют в растворе электролита – из меди, цинка, серебра, никеля и др. (Табл. 6.2).

			Таблица 6.2
Анодные процессы водных растворов электролитов
анод		анион Am-
	безкислородный		кислородсодержащий
Активный	Окисление металла анода M0 – ne → Mn+
Инертный	Окисление аниона		4OH- - 4e → O2↑ + 2H2O(рН>7)
	(кроме фторидов)		+
	Am- - me → A0		2Н2О – 4е → О2↑ + 4Н (рН≤7)

Например, рассмотрим процессы, протекающие при электролизе раствора нитрата серебра с угольным анодом:

AgNO3 Ag NO3

H2O H+ + HO-

Катод (-): Ag+ + e → Ag0

Анод (+): 2Н2О – 4е → О2↑ + 4Н+

4Ag+ + 2Н2О→ 4Ag0 + О2↑ + 4Н+

4AgNO3 2H2O электролиз 4Ag O2 4HNO3

Следует помнить, что процесс электролиза протекает только при вполне определенной разности потенциалов, которая называется потенциалом разложения. Так, потенциал разложения сульфата цинка

– 2,35 В, сульфата натрия – 2,21 В, нитрата натрия – 2,15 В. Поэтому электролиз этих соединений может протекать при напряжении источника тока не меньше указанных выше.

Процессы электролиза подчиняются закону Фарадея: масса электролита подвергшаяся химическому превращению, а также массы веществ, выделившихся на электродах, прямо пропорциональны количеству пропущенного электричества и молярным массам эквивалентов веществ.

m	M Э	I t
	F		(6.3)
где m –	масса вещества, испытывающего электрохимическое
			36

превращение; MЭ – эквивалентная молярная масса вещества; 96500 Кл; I

– сила тока А, t – время, с.

Экспериментальная часть

Цель работы: изучить электрохимические процессы, протекающие в гальванических элементах и при электролизе водных растворов электролитов.

Опыт 1.Составление медно-цинкового гальванического элемента Для изготовления медно-цинкового гальванического элемента понадобит-

ся U-образная трубка, в центре которой располагается асбестовая нить, пропитанная насыщенным раствором хлорида калия. Данный раствор является электролитным мостиком, т.е. способствует перемещению ионов, но препятствует смешиванию электролитов.

Необходимо заполнить U-образную трубку почти полностью растворами. Одно колено трубки – 1 М раствором сульфата цинка и опустить цинковую пластинку, другое – 1 М раствором сульфата меди и опустить медную пластинку. Металлическим проводником соединить опущенные пластинки с гальванометром и поставить собранный гальванический элемент на подставку. Через 5 минут после замыкания цепи измерить ЭДС гальванического элемента. Подсчитать теоретическую величину ЭДС элемента (величины стандартных потенциалов взять из справочника) и сравнить с измеренным значением.

Разность между фактическим значением ЭДС элемента Е и теоретическим Е0 связана с поляризацией электродов, зависящей от материала электродов, состояния его поверхности, температуры, плотности тока и называется перенапряжением Е. Определить величину перенапряжения.

Результаты опыта представить в следующем виде:

Электрохимическая схема гальванической цепи .....

Уравнение процесса окисления на аноде............

Уравнение процесса восстановления на катоде......

Суммарное уравнение реакции окисления-восстановления, протекаю-

щей в гальваническом элементе .....

Теоретическая величина ЭДС, В.......

ЭДС работающего элемента, В...

Величина перенапряжения, В.......

37

Опыт 2. Образование гальванических пар при химических процессах (взаимодействие цинка с серной кислотой в отсутствие и в присутствии меди)

Внести в пробирку 10 капель 2н серной кислоты и погрузить в неѐ кусочек гранулированного цинка (без примесей). Наблюдается ли вытеснение водорода из серной кислоты? Написать уравнение реакции.

Внести в этот же раствор медную проволоку, не дотрагиваясь до цинка. Убедиться, что выделение водорода на меди не происходит. Коснуться медной проволокой кусочка цинка в пробирке. На поверхности меди появятся пузырьки водорода. Отнять медную проволоку от цинка и убедиться, что интенсивность выделения водорода снова изменяется. Объяснить процессы, происходящие в данной гальванической паре. Что при этом является катодом, что анодом? Привести схему гальванического элемента, указав направление перехода электронов; уравнения процессов на катоде и аноде.

Опыт 3. Электролиз водного раствора иодида калия с инертными электродами.

В стеклянный сосуд электролизера налить до метки раствор иодида калия и добавить по 5-6 капель фенолфталеина. Опустить в электролизер графитовые электроды, присоединѐнные к источнику постоянного тока. Включить выпрямитель в сеть. Через некоторое время отметить изменение цвета раствора в катодном и анодном пространстве электролизера. Объяснить появление малиновой окраски в катодном пространстве и желтой окраски в анодном. Окисление или восстановление йода произошло на аноде? Почему на катоде не выделяется металлический калий?

По окончании опыта отключить выпрямитель от сети, вынуть электроды и тщательно промыть их и электролизер водой.

Составить уравнение катодного и анодного процессов.

Опыт 4. Электролиз водного раствора сульфата натрия с инертными электродами.

В стеклянный сосуд электролизера налить до метки раствор сульфата натрия. Опустить графитовые электроды и включить выпрямитель. Через 1-2 мин определить рН растворов в обоих коленах U- образной трубки при помощи универсальной индикаторной бумаги.

Написать уравнение катодного и анодного процессов, протекающих при электролизе водного раствора сульфата натрия. Какие вещества образуются на катоде и на аноде? Объяснить изменение окраски лакмуса в катодном и анодном пространствах.

38

Опыт 5. Электролиз водного раствора сульфата меди с инертными электродами.

Налить в электролизер до метки 0,5н раствор сульфата меди, опустить графитовые электроды и пропустить через раствор электрический ток. Через несколько минут отключить выпрямитель и отметить на катоде красный налѐт меди. Написать уравнение катодного и анодного процессов.

Опыт 6. Электролиз водного раствора сульфата меди с растворимым медным анодом.

Поменять полюса на электродах. При этом медный катод становится анодом, а анод - катодом. Включить источник питания в сеть и пропустить электрический ток через электролит. Что происходит с медью на аноде? Что выделяется на катоде? Написать уравнение электролизе сульфата меди с медным анодом? Написать уравнение анодного процесса.

39

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №7

ПЕРЕГОНКА НЕФТИ ПРИ АТМОСФЕРНОМ ДАВЛЕНИИ

Теоретическая часть

Перегонка (дистилляция) – это процесс разделения смеси, в ходе которого перегоняемое вещество нагревают до кипения, образовавшийся пар отводят и конденсируют в виде дистиллята. Разделение смеси путем перегонки основано на различии состава жидкости и пара.

Этот метод применим при условии термической устойчивости перегоняемого вещества, т.е. вещество не должно разлагаться в процессе перегонки.

Исходя из различий в температурах кипения компонентов смеси, применяют простую (прямоточную) или фракционную (противоточную) перегонку, как при атмосферном давлении, так и в вакууме.

На рис. 7.1 представлен прибор для простой перегонки, состоящий из перегонной колбы, насадки Вюрца, снабженной термометром, холодильника, алонжа и приемника.

При простой перегонке пары кипящей жидкости из перегонной колбы поступают в холодильник, где превращаются в конденсат. В этом процессе пары и конденсат перемещаются в одном направлении, поэтому такую перегонку называют прямоточной. Разделение смеси жидкостей может происходить только на стадии испарения.

Рис. 7.1. Установка для простой перегонки

1 – перегонная колба, 2 – насадка Вюрца, 3, 7 – термометры, 4 – холодильник Либиха, 5 – алонж, 6 – приемная колба, 8 – баня.

Большое влияние на характер кипения жидкости оказывает растворенный в ней воздух. Для предотвращения перегрева и связанных с ним задержки кипения и толчков в жидкость перед перегонкой вносят кусочки пористого твердого материала размером со спичечную головку: кирпича, неглазурованного фарфора, пемзы. У поверхности этих материалов начинается образование пузырьков пара, и кипение будет происходить равномерно при соответствующей температуре. Это объясняется тем, что на поверхности пористых тел находится воздух.

40