Опыт 2. Определение ЭДС гальванического элемента

 

 

Для определения ЭДС гальванического элемента необходимо составить этот элемент из двух разных металлических электродов по схеме (рис. 3). Для этого в один стакан налить 50 мл раствора соли, соответствующей помещаемому в этот стакан металлу (например, для цинкового электрода налить раствор ZnSO₄ или ZnCl₂). В другой стакан налить такой же раствора соли, соответствующей второму из исследуемых металлов. После этого поместить в стаканы электроды, предварительно очистив их наждачной бумагой, промыв дистиллированной водой и просушив фильтровальной бумагой.

Соединить электроды проводником с токоизмеряющим прибором (вольтметром). Для замыкания цепи соединить агар-агаровой трубкой два стакана с растворами. Наличие контакта регистрируется вольтметром. Если ток отсутствует, необходимо проверить надежность контактов. Через 10 минут необходимо замерить величину напряжения в этой системе, то есть экспериментальное значение ЭДС гальванического элемента e^эксп.

После этого следует рассчитать теоретическое значение ЭДС изучаемого гальванического элемента, которое будет равно разности потенциалов положительного и отрицательного электродов. Например, для медного и цинкового электродов можно записать

 

Так как , то уравнение принимает вид (в числителе дается окисленная, а в знаменателе - восстановленная форма), где e ⁰ – стандартная величина ЭДС гальванического элемента (e^о=j_к^о-j_а^о). Для расчета e ⁰ используют данные табл. 2.

Относительную ошибку измерений (П, %) вычисляют по формуле

 

. (14)

 

При оформлении работы студент должен написать уравнения электрохимических реакций, приводящих к возникновению электрического тока в системе, и указать какой из металлов выполняет роль окислителя, а какой – восстановителя.

 

 

Вопросы для самоконтроля и повторения

 

1. Дать определение электрохимическим процессам.

2. Дать определение электрохимическому или гальваническому элементу.

3. Какие энергетические превращения происходят в гальваническом элементе?

4. Дать определение электродного потенциала. Уравнение Нернста.

5. Какие из окислительно-восстановительных процессов происходят на катоде и аноде?

 

Лабораторная работа № 14

Электролиз растворов

 

Цель работы

1. Ознакомиться с явлением электролиза и составить схему установки для его проведения.

2. Написать схему процесса электролиза исследуемого раствора электролита.

3. Рассчитать количество веществ, образующихся в результате электролиза на электродах согласно законам Фарадея.

 

Теоретическая часть

 

Электролиз и работу гальванического элемента можно рассматривать как один и тот же процесс, направление которого изменяется под действием внешнего потенциала. Таким образом, электролиз – это окислительно-восстановительный процесс, протекающий в электролизере под действием электрического тока, подводимого от внешнего источника. При электролизе происходит превращение электрической энергии в химическую. Схема установки для проведения электролиза приведена на рис. 1.

Рис. 1. Схема установки для электролиза: 1 – электролизер (U-образная трубка); 2 – электроды (графитовые, платиновые или из другого металла); 3 – штатив; 4 – раствор или расплав электролита; 5 – амперметр; 6 – внешний источник тока

 

Электролиз широко используется в различных областях народного хозяйства: в гальваностегии, для нанесения металлических покрытий на металлы и пластмассы (гальванические покрытия); для рафинирования металлов, а также для получения большого спектра ценных продуктов: металлов, водорода, кислорода, хлора, щелочей и др. В частности, в мебельной промышленности – для хромирования и никелирования фурнитуры, в лесном и автомобильном хозяйствах, в лесоинженерном деле с помощью электролиза получают противокоррозионные гальванические покрытия, защищающие оборудование, механизмы и транспорт от коррозионных разрушений.

Пример электролиза расплава гидроксида калия

 

В расплаве происходит обратимый процесс диссоциации

 

⇄

 

Катионы (К⁺) перемещаются к катоду, а анионы (ОН^–) к аноду

Катод Анод

На катоде происходит На аноде происходит окисление

реакция восстановления гидроксильной группы (ОН^-)

атомарный кислород объединяется в молекулярный

 

 

суммарный процесс электролиза выражается следующим уравнением:

 

.

 

 

Пример электролиза раствора гидроксида калия

 

В растворе молекул КОН происходит диссоциация КОН

⇄

 

и молекул воды ⇄

 

Катионы К⁺ и Н⁺ подходят к катоду Анионы ОН^– подходят к аноду

Катод Анод

На катоде происходит

восстановление ионов Н⁺ На аноде окисляются ионы ОН^-

и молекул воды и молекулы воды

⇄ ® О + 2 Н ⁺

 

Ионы К⁺ не восстанавливаются на катоде, так как имеет более отрицательное значение, чем (см. табл. 2 стр. 114)

.

 

Гидроксид калия выполняет в данном случае функцию электропроводящей среды.

Количественные соотношения при электролизе были установлены Фарадеем в 1833 г. в виде следующих законов.

 

I закон Фарадея