Гальванічні елементи.

Гальванічні елементи - це прилади, в яких хімічна енергія окислювально-відновної реакції перетворюється в електричну.

Перший такий прилад був створено італійським фізиком - хіміком Вольта, потім вдосконалений російськими вченими Даніелем і Якобі. Їх гальванічний елемент складається з мідної та цинкової пластинок занурених у розчин своїх солей. Розчини розділені напівпроникнивною перетинкою. Якщо у зовнішній ланцюг увімкнути вольтметр, тоді ми виміряємо різницю електродних потенціалів або ЕДС елемента.

ЕДС = Е⁰_окисл. – Е_{відновн.}

Схематично мідно-цинковий гальванічний елемент можна записати таким чином:

(-) Zn / ZnSO₄ // CuSO₄ /Cu (+).

Паспорт роботи

1.Хлористоводнева кислота, НСІ. 2.Сульфат міді, CuSO4. 3.Сульфат цинку, ZnSO4. 4.Сульфат алюмінію, АІ2(SO4)3. 5.Сульфат заліза, FeSO4. 6.Метали: цинк, алюміній, магній, залізо.

7.Цинкова пластинка, олов’яна пластинка, алюмінієвий дріт, залізний дріт (цвях). 8.Склянка об’ємом 250 мл. 9.Електроди: мідна, цинкова, алюмінієва, залізна пластинки. 10.Войлочний місток

Експериментальна частина Техніка безпеки.

При виконанні роботи треба пам’ятати, що ви працюєте з кислотами і отрутою – сульфат міді. Якщо кислота влучила на одяг або тіло, її треба негайно змити водою або слабим розчином соди.

Сульфат міді змивають водою.

Досліди проводять у пробірках, наливаючи до них 1-2 мл реактивів. Спостерігайте за проходженням реакції.

Дослід №1. Витискання водню з кислоти.

Отримайте водень дією хлористоводневої кислоти з металами.

Робоче місце №1. – цинком.

№2. - алюмінієм.

№3. - магнієм.

№4. – залізом.

Складіть рівняння реакцій у молекулярному та іонному вигляді.

Дослід №2. Витискання одних металів іншими.

У розчин з сульфатом міді занурюють:

Робоче місце №1. – цинкову пластинку,

№2. – алюмінієвий дріт,

№3. – залізний дріт (цвях),

№4. - олов’яну пластинку.

Складіть рівняння реакцій у молекулярному та іонному вигляді.

Дослід №3. Гальванічні елементи.

Нижче перелічені напівелементи з’єднайте войлочним містком, занурюючи його у розчин солей.

Металеві пластинки з’єднайте з вольтметром. Спостерігайте відхилення стрілки, яке свідчить про виникнення електричного струму.

Робоче місце №1. Мідну пластинку занурюють у 2,0 Н розчин сульфату міді, а цинкову – у 0,1 М розчин сульфату цинку.

Робоче місце №2. Мідяну пластинку занурюють у 2,0 Н розчин сульфату міді, а алюмінієву -–у 0,1 М розчин сульфату алюмінію.

Робоче місце №3. Мідяну пластинку занурюють у 2,0 Н розчин сульфату міді, а залізну – у 0,1 М розчин сульфату заліза.

Робоче місце №4. Цинкову пластинку занурюють у 2,0 М розчин сульфату цинку, а другу цинкову пластинку – у 0,001 М розчин сульфату цинку.

Складіть рівняння окислювально-відновних реакцій, які проходять на електродах. Розрахуйте ЕДС гальванічного елемента.

Контрольні питання

1. Як заряджується метал у вакуумі та воді?

2. Як обладнаний нормальний водневий електрод та чому дорівнює його електродний потенціал?

3. Як виникає подвійний електродний шар?

4. Що зветься електродним потенціалом?

5. Що зветься рівноважним потенціалом, від яких факторів він залежить?

6. Що таке стандартний (нормальний) електродний потенціал?

7. Що таке ряд напруги металів?

8. Як змінюється в ряді напруги відновлювальна та окислювальна активності металу?

9. Що зветься гальванічним елементом7

10. Які хімічні реакції проходять у гальванічних елементах:

а) у негативного електрода?

б) у позитивному електроді?

11. Як розрахувати ЕДС гальванічного елемента?

12. Чи можна зробити гальванічний елемент з одного і того самого металу?

13. Що таке концентраційний гальванічний елемент?

14. Що таке одноразовий гальванічний елемент?

Лабораторна робота №14.

ЕЛЕКТРОЛІЗ. ГАЛЬВАНІЧНІ ПОКРИТТЯ.

Мета роботи –ознайомити з катодними і анодними процесами електролізу водних розчинів солей та електрохімічними методами покривання металів.

ВИМОГИ ДО ЗНАНЬ І УМІНЬ

Студент повинен знати: в чому сутність електролізу; послідовність розрядження іонів біля аноду і катоду; закони електролізу.

Студент повинен уміти: складати схеми електролізу водних розчинів солей з розчинним і нерозчинним анодами; експериментально здійснювати електроліз водних розчинів солей; розраховувати кількості речовин, які виділяються на аноді і катоді.

ТЕОРЕТИЧНА ЧАСТИНА

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 приладах (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 (див. таблицю “Ряд напруги металів”). 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 іони Н⁺ (найбільший електродний потенціал), а потім іони 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 F^-) 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 ^{-4 ē} О₂↑ + 4Н⁺

На основі вищезазначених 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 іони Na⁺ і ОН^- , які утворюють NaOH. Тому NaOH є вторинним продуктом цього процесу.

Приклад 3. Електроліз водного розчину сульфату заліза.

Склад електроліту: FeSO₄ ↔ Fe²⁺ + SO₄^2-

Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^-

Електродні процеси:

На катоді: Fe²⁺ + 2ē → Fe⁰

На аноді: 2Н₂О ^-4ē О₂↑ + 4Н⁺

У розчині залишаються іони SO₄^2- і ОН^-

Приклад 4. 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 5. 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 перебіг 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 кул).

Математичне рівняння, що узагальнює закони Фарадея має вигляд: