Основы химии - Химия методичка

Главная

Химия
Основы химии

Составление уравнении окислительно-восстановительных реакций, расчет их эквивалентных масс. Методы измерения электродвижущих сил гальванических элементов. Характеристика электролиза на основе закона Фарадея. Изучение процессов коррозии металлов.


посмотреть текст работы


скачать работу можно здесь


полная информация о работе


весь список подобных работ


Нужна помощь с учёбой? Наши эксперты готовы помочь!
Нажимая на кнопку, вы соглашаетесь с
политикой обработки персональных данных

Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.

Череповецкий Государственный Университет
Степень окисления (СО) обозначают арабской цифрой со знаком "+" или "-" перед ней, цифру ставят над символом элемента. В отличие от СО заряд иона обозначают так: сначала арабская цифра, затем знак заряда.
окислительный гальванический электролиз коррозия
Большинство элементов проявляют переменную степень окисления. При этом она может быть выражена как целым, так и дробным числом. В соединениях с неполярными связями, в металлах, а также в простых веществах степень окисления равна нулю (N, Fe 0 ,Mn 0 , S 0 ,C 0 ).
Некоторые элементы в соединениях проявляют постоянные СО.
2) кислород - "-2", за исключением пероксидов ("-1") и фторида кислорода OF 2 ("+2");
3) водород- "+1", кроме гидридов металлов ("-1"),,и т.д.;
4) щелочные металлы (I группа главная подгруппа) "+1";
5) металлы II группы главной подгруппы, а также Zn и Cd "+2";
Для вычисления СО элемент в соединении следует пользоваться правилом, согласно которому алгебраическая сумма СО элементов в электронейтральных молекулах равна нулю, а в сложных ионах - заряду иона.
тогда +1·3 + х+(-2)·4 = 0 х = +5, таким образом СО мышьяка в данном соединении +5;
тогда х·2+(-2)·7 = - 2 х = +6, таким образом СО хрома в данном ионе равна +6;
Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)
ОВР называются такие процессы, в результате которых изменяется СО одного или нескольких элементов, входящих в состав исходных реагирующих веществ.
Окисление - процесс отдачи электронов, при этом СО элемента повышается. Восстановление - процесс присоединения электронов, при этом СО элемента понижается.
Вещество, отдающее электроны, называется восстановителем, а вещество, присоединяющее электроны, называется окислением.
В ОВР окисление и восстановление взаимосвязаны. Здесь окислитель из окисленной формы (Ох) переходит в восстановленную (Red), а восстановитель из восстановленной формы (Red) - в окисленную. Оба процесса протекают одновременно. В общем виде это выглядит так:
В данной реакции свинец повышает свою СО, окисляется и является восстановителем.
СО кислорода понижается. Он восстанавливается, т.е. является окислителем:
Типичными окислителями являются неметаллы с высокой электроотрицательностью, а также другие вещества, в состав которых входят атомы с максимальной СО. Восстановители - это вещества, содержащие атомы металлов и неметаллов в низшей степени окисления. Вещества обладают окислительно-восстановительной двойственностью, если в их составе есть атомы в промежуточной СО.
Например, для соединений, содержащих S:
1) минимальная СО "-2" - Н 2 S может быть только восстановителем;
2) максимальная СО "+6" - Na 2 SO 4 может быть только окислителем;
3) промежуточная СО "0", "+4" - S, Na 2 SO 4 - окислительно-восстановительная двойственность.
1. Межмолекулярные - реакции, в которых окислитель и восстановитель входят в состав различных веществ.
2. Внутримолекулярные - окислитель и восстановитель являются различными элементами, входящими в состав одного и того же вещества
3. Реакции диспропорционирования (самоокисления-cамовосстановления). Здесь окислитель и восстановитель - один и тот же элемент в составе одного вещества.
Для подбора коэффициентов в ОВР применяют два метода:
1. Ионно-электронного баланса (метод полуреакций);
При составлении ОВР следует помнить:
1. Число атомов каждого элемента в результате реакции остается постоянным;
2. Число электронов, принятых окислителем, равно числу электронов, отданных восстановителем.
1. Метод ионно-электронного баланса применяется, если ОВР протекает в растворе. При подборе коэффициентов следует соблюдать определенную последовательность действий:
1) Записать схему реакции, определить СО элементов, выявить окислитель и восстановитель
Исходная схема реакции может не включать в себя некоторые побочные соединения. Их следует внести в схему реакции самостоятельно при окончательном подборе коэффициентов.
2) Составить ионно-электронные полуреакции. Для этого атомы, изменяющие СО, записывают в составе частиц, имеющихся в растворе.
Следует учитывать, что сильные электролиты в растворе полностью диссоциируют на ионы: малорастворимые вещества, неэлектролиты и слабые электролиты существуют преимущественно в виде молекул. Для данного примера:
3) Сбалансировать число атомов всех элементов в обоих частях полуреакций, добавляя соответствующие частицы (молекулы или ионы).
Число атомов водорода и кислорода в водных растворах балансируют при помощи Н 2 О, Н + , ОН - :
а) если исходный ион или молекула содержит больше атомов кислорода, чем продукт реакции, то
- в кислой среде избыток атомов кислорода связывается ионами Н + в молекулы Н 2 О,
- в нейтральной или щелочной среде - молекулами Н 2 О в группы ОН - ;
б) если исходный ион или молекула содержит меньше атомов кислорода, чем продукт реакции, то
- в кислой и нейтральной среде недостаток атомов кислорода компенсируется молекулами Н 2 О с образованием Н + ,
- в щелочной среде - за счет ионов ОН - с образованием молекулы Н 2 О.
Cr 2 O 7 2- + 14H + 2Cr 3+ + 7H 2 O
4) Сбалансировать число принятых и отданных электронов: коэффициенты перед электронами переносятся в качестве множителей "крест на крест". Если коэффициенты кратны друг другу, их следует сократить на наибольшее общее кратное (в некоторых случаях допускается умножение на целое число).
[Cr 2 O 7 2- + 14H + ] + 6e [2Cr 3+ + 7H 2 O] 6+
5) Умножая на полученные коэффициенты составные части уравнений полуреакций, записать суммарное уравнение и если требуется, сократить подобные слагаемые
3H 2 O 2 + Cr 2 O 7 2- + 14H + 3O 2 + 6H + + 2Cr 3+ + 7H 2 O +
6) Коэффициенты из суммарного уравнения перенести в молекулярное
3H 2 O 2 + K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 3O 2 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + 7H 2 O +
7) Сбалансировать атомы других элементов и включить в уравнение недостающие вещества.
- металлы, не принимавшие участие в ОВР;
- атомы кислорода. Если число атомов кислорода в левой и правой части совпадает, то уравнение составлено правильно
3H 2 O 2 + K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 3O 2 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + 7H 2 O + K 2 SO 4
2. Метод электронного баланса является универсальным, то есть применяется для любых окислительно-восстановительных реакций. Он основан на сравнении степеней окисления атомов в исходных и конечных веществах:
1) Записать схему реакции, определить СО элементов, выявить окислитель и восстановитель.
2) Составить уравнения полуреакций электронного баланса:
3) Сбалансировать число отданных и принятых электронов. В случае нечетных коэффициентов их следует удвоить. Если в составе молекулы содержится четное число атомов
Далее поступают как в первом методе.
Влияние рН среды на окислительно-восстановительные свойства некоторых веществ
ОВР могут протекать в кислой (избыток Н + ), нейтральной (Н 2 О) или щелочной (избыток ОН - )среде. рН влияет на интенсивность и глубину протекания окислительно-восстановительных процессов.
Для создания кислой среды обычно используют Н 2 SO 4 , для щелочной - КОН или NaOH. В таблице 1 приведены некоторые примеры влияния рН среды на образующиеся продукты реакции.
Таблица 1 Продукты ОВР некоторых окислителей и восстановителей
Направление протекания ОВР определяют двумя способами:
1. По знаку изменения свободной энергии Гиббса реакции G. Если G < 0, идет прямая реакция. Если G > 0, самопроизвольно протекает обратная реакция. Для окислительно-восстановительных реакций:
Где n - число электронов, участвующих в реакции; F - число Фарадея, 96480 Кл/моль-экв; Е 0 - электродвижущая сила процесса.
2. По величине электродвижущей силы реакции:
Е 0 = Е 0 восстановления - Е 0 окисления
Где Е 0 восстановления , Е 0 окисления - стандартные потенциалы процессов восстановления и окисления соответственно. Значения Е 0 ох/ Red содержатся в справочных таблицах и записаны относительно процесса восстановления. Условие самопроизвольного протекания ОВР в прямом направлении: Е 0 > 0 или Е 0 восстановления > Е 0 окисления .
Пример: Определить направление реакции:
SO 4 2- + Cr 3+ + H 2 O SO 3 2- + Cr 2 O 7 2- + H +
Е 0 (SO 4 2- + H 2 O/ SO 3 2- + 2ОН - ) = -0,93 В
Е 0 (Cr 2 O 7 2- + 14H + / 2Cr 3+ + 7H 2 O) = 1,33 В
Для данной системы SO 4 2- является окислителем. Cr 3+ - восстановителем:
Е ОВР = Е 0 SO 4 2- / SO 3 2- - Е 0 Cr 2 O 7 2- / 2Cr 3 = -0,93 - 1,33 = -2,26
Значит самопроизвольно будет протекать обратная реакция:
SO 3 2- + Cr 2 O 7 2- + H + SO 4 2- + Cr 3+ + H 2 O
Опыт 1. Влияние рН среды на протекание окислительно-восстановительных реакций:
а) окисление Fe (II) до Fe (III) в кислой и щелочной среде.
Свежеприготовленный раствор FeSO 4 (полученный растворением взятых в избытке опилок в разбавленной Н 2 SO 4 ) разделить на 2 пробирки. К содержимому первой пробирки прилить раствор NaOH. Во вторую пробирку добавить 2 мл 1 М раствора Н 2 SO 4 и несколько капель бромной воды, затем добавить 2 капли раствора К 4 [Fe(CN) 6 ]. Записать наблюдения. Составить уравнения реакций и объяснить результаты опытов;
б) восстановление перманганата калия сульфитом натрия.
Налить в 3 пробирки по 3 см 3 0,1 М раствора перманганата калия. В первую пробирку прилить 2 см 3 1 М раствора Н 2 SO 4 , во вторую - 2 см 3 дистиллированной воды; в третью - 2 см 3 раствора NaOH. В каждую пробирку добавить по 2 - 3 микрошпателя сульфита натрия. Записать наблюдения. Используя метод ионно-электронного баланса, составить уравнения окислительно-восстановительных реакций. Рассчитать эквивалентные массы окислителя и восстановителя. На основании редокс-потенциалов сделать вывод о том, в какой среде глубже протекает окислительно-восстановительный процесс.
Опыт 2. Окисление сульфата хрома( III ) пероксидом водорода.
В пробирку с 2 - 3 каплями раствора сульфата хрома(III) добавить по каплям 1 М раствор гидроксида калия сначала до получения осадка, а затем до его растворения в избытке щелочи. К прозрачному зеленому раствору добавить 4 - 5 капель 3-процентного раствора пероксида водорода. Написать уравнение реакции превращения тетрагидроксохромата(III) калия в хромат калия. Составить ионно-электронные полуреакции, подобрать стехиометрические коэффициенты. Определить эквивалентные массы окислителя и восстановителя. С помощью редокс - потенциалов установить термодинамическую вероятность протекания процесса.
Опыт 3. Окислительные свойства соединений хрома ( VI ):
а) окисление сероводорода и сульфита натрия дихроматом калия в кислой среде.
Внести в 2 пробирки по 4 - 5 капель раствора дихромата калия, подкислить его раствором Н 2 SO 4 и добавить в первую пробирку сероводородной воды, во вторую - по каплям раствор сульфита натрия. Записать наблюдения. Составить уравнения реакций методом ионно-электронного баланса. С помощью редокс-потенциалов объяснить возможность протекания реакций;
б) окисление хлороводорода дихроматом калия.
К раствору дихромата калия (3 - 4 капли) добавить 10 - 12 капель концентрированного раствора соляной кислоты. Смесь нагреть. Указать какой газ выделяется. Составить уравнение реакции. Методом электронного баланса подобрать коэффициенты;
в) термическое разложение дихромата аммония (демонстрационный опыт).
На лист асбеста в вытяжном шкафу поставить фарфоровую чашку с насыпанным в нее в виде горки дихроматом аммония. Поднести к верхушке пламя горелки и сильно нагреть кристаллы до начала протекания реакции. Затем горелку отставить. Наблюдать " извержение вулкана". Составить уравнение химической реакции, уравнять ее методом электронного баланса. Указать, к какому типу окислительно-восстановительных реакций относится данная реакция.
Опыт 4. Реакция диспропорционирования.
Кристаллик йода обработать небольшим количеством 2 М раствора NaOH при слабом нагревании. Записать наблюдения. Составить уравнение окислительно-восстановительной реакции, методом ионно-электронного баланса подобрать коэффициенты. Указать, какие свойства проявляет йод и щелочь в данной реакции, к какому типу окислительно-восстановительных реакций относится данная реакция.
Опыт 5. Окисление йодида калия пероксидом водорода.
Налить в пробирку 2 см 3 раствора йодида калия, добавить несколько капель 20-процентного раствора Н 2 SO 4 . Перемешивая содержимое пробирки, прилить 1 - 2 см 3 3-процентного раствора Н 2 О 2 . Наблюдать изменение окраски. Добавить 5 - 6 капель свежеприготовленного раствора крахмала. Записать наблюдения, объяснить наблюдаемые явления. Составить уравнение окислительно-восстановительной реакции, подобрать коэффициенты методом ионно-электронного баланса. Оценить термодинамическую вероятность протекания процесса.
1. Определить степени окисления всех элементов в следующих соединениях: Li 2 S, BeCO 3 , Na 2 B 4 O 7 , Mn(NO 3 ) 2 , AlF 3 , Na 2 HPO 4 , Ca 3 (PO 4 ) 2 , Zn(ClO 4 ) 2 , KMnO 4 , K 2 CrO 4 , ZnSO 4 , Cr 2 (SO 4 ) 3 , Zn 3 (AsO 4 ) 2 .
2. Дать определение понятий "окисление", "восстановление", "окислитель", "восстановитель".
3. Определить, к какому типу относятся следующие ОВР:
б) KOH + Cl 2 KClO 3 + KCl + H 2 O
4. Составить уравнения полуреакций с учетом рН среды:
5. Определить число электронов в полуреакциях:
а) СlO 4 - + 8Н + +/ xe Сl + 4Н 2 О
б) Сr 2 О 7 2 + 14Н + +/ xe 2Cr 3+ + 7H 2 O
в) Br 2 + 6H 2 O +/ xe 2BrO 3 + 12H +
6. Составить ионно-электронные уравнения окислительно-восстановительных реакций, протекающих по схемам:
a) K 2 Cr 2 O 7 , H 2 S, H 2 SO 4 Cr 3+ , SO 3 2 ;
б) H 2 SO 3 , H 2 S, NaOH S 2 O 3 2 ;
в ) SO 2 , CI 2 , H 2 O SO 4 2 , Cl ;
e) KNO 2 , KMnO 4 , H 2 SO 4 NO 3 ;
з) FeSO 4 , KClO 3 , H 2 SO 4 Cl ;
7. Вычислить ЭДС и определить направление протекания реакции:
a) Fe 2+ + ClO 3 + Н + Fe 3+ + Сl + Н 2 O
Е 0 (СlO 3 + 6Н + /Сl + 3Н 2 О) = 1,45В
б) JO 3 + SO 3 2 + Н + J 2 + SO 4 2 + Н 2 O
Е 0 (SO 4 2 + H 2 O/ SO 3 2 + 2OH ) = 0,93В
E 0 (2JO 3 + 12H + /J 2 + 6H 2 O) = 1,19В
b) NO 3 + Fe 2+ + H + NO + Fe 3+ +H 2 O
Е 0 (NO 3 + 4H + /NO + 2H 2 O) = 0,96 В
8. Вычислить молярную массу эквивалента окислителя (восстановителя), принимающего участие в процессе:
a) Cl 2 O HCI; б)КСlO 3 KCl в)Н 2 С 2 О 4 СО 2 ;
г) KJ J 2 ; д) Н 2 О 2 Н 2 О; e) H 2 S H 2 SO 4 ;
9. Какая масса йода выделяется из раствора KJ при действии на него раствора FeCl 3 , содержащего 0,325 кг хлорида железа (III)?
10. Составить уравнения окислительно-восстановительных реакций, указать восстановитель и окислитель:
As 2 S 3 + HNO 3 + H 2 SO 4 + H 3 AsО 4 + NO
Cu 2 S + HNO 3 Cu(NO 3 ) 3 + NO + H 2 SO 4 +
C 5 H 8 O 3 +KMnO 4 CO 2 + MnO 2 +KOH +
Fе(CrO 2 ) 2 + KOH + KNO 3 Fе 2 O 3 + K 2 CrО 4 + KNO 2 +
K 3 AsО 3 + Zn + HCl AsH 3 + ZnCl 2 +
Различают три основных вида ХИТ: гальванические элементы (ГЭ), аккумуляторы и топливные элементы.
Гальваническим элементом называют ХИТ однократного использования, в котором реагенты (окислитель и восстановитель) входят непосредственно в состав гальванического элемента и расходуются в процессе его работы. Принцип действия гальванического элемента рассмотрим на примере медно-никелевого элемента: медная и никелевая пластины погружены в растворы своих сульфатов (рис. 1).
Для предотвращения прямого взаимодействия реактивов растворы NiSO 4 и CuSO 4 разделены пористой перегородкой или находятся в разных сосудах, а электрический контакт обеспечивается электролитическим мостиком (раствор КС1).
При контакте металла с раствором на межфазной границе возникает двойной электрический слой и устанавливается равновесие:
Каждому равновесию отвечает определенное значение равновесного потенциала Е и Е. В стандартных условиях (Р = 1 атм, Т = 298К активность ионов Ме n + в растворе равна 1) стандартный потенциал никелевого электрода Е 0 = 0,25 В, а медного Е 0 = 0,34 В.
Рис. 1. Схема медно-никелевого гальванического элемента
При замыкании внешней цепи в силу разности потенциалов электроны с никелевого электрода будут переходить на медный электрод, В цепи появится электрический ток. Переход электронов нарушит равновесия на границах "металл-раствор". Чтобы вернуться в состояние равновесия, никелевый электрод начнет окисляться, а ионы меди - восстанавливаться.
Данные процессы будут продолжаться до тех пор, пока не выровняются потенциалы электродов или не растворится весь никель (или не высадится на медном электроде вся медь). Электрод, который окисляется при работе ХИТ называется анод (имеет меньшее значение потенциала и обозначается ""), а электрод, на котором при эксплуатации происходит восстановление, называется катод (имеет большее значение потенциала, обозначается "+"). Суммарная химическая реакция, протекающая в гальваническом элементе, называется токообразующей. Для Cu-Ni элемента
Гальванический элемент принято записывать схематично. Границу раздела "металл-раствор" обозначают одной вертикальной чертой, а границу между растворами - двумя чертами. Схема Cu-Ni элемента, например, записывается в виде:
Основной характеристикой работы гальванического элемента является электродвижущая сила (ЭДС) - максимальная разность потенциалов между электродами, которая может быть получена при работе элемента.
ЭДС гальванического элемента связана с изменением энергии Гиббса токообразующей реакции G уравнением:
где n - число электронов, участвующих в электродной реакции; F -постоянная Фарадея, равная 96484 Кл/моль. Выражение (2) показывает связь между химической и электрической формами энергии и дает возможность теоретического расчета ЭДС по термодинамическим данным участников реакции. Для расчета ЭДС по уравнению (1) необходимо использовать значения электродных потенциалов, установившихся в указанных условиях. Потенциал металлического электрода Е зависит от природы металла, температуры и активности ионов Me n + в растворе. Связь Е, с указанными характеристиками устанавливается уравнением Нернста:
где Е 0 - потенциал металлического электрода в стандартных условиях, В (значения Е 0 , содержатся в справочной литературе); R-универсальная газовая постоянная, 8,314 Дж/моль . К; Т- абсолютная температура, К; n - число электронов, принимающих участие в процессе; а - активность ионов Ме n + в растворе, моль/дм 3 .
Для разбавленных растворов а, может быть принята равной молярной концентрации ионов [Ме n + ]. Тогда при Т = 298 К, с учетом численных значений констант и перехода из натурального логарифмирования к десятичному, уравнение Нернста имеет вид:
Аккумуляторами называют ХИТ, в которых осуществляется многократный переход химической энергии в электрическую и наоборот. Процесс накопления энергии идет под воздействием внешнего источника тока и называется заряд аккумулятора, а процесс превращения химической энергии, в электрическую идет самопроизвольно и называется разряд аккумулятора. Топливные элементы - это ХИТ, в которых окислитель и восстановитель хранятся вне элемента и в процессе работы подаются к электродам, которые не участвуют в токообразующей реакции. Такие элементы могут работать длительный промежуток времени.
Приборы и реактивы: иономер в режиме измерения ЭДС, железная, никелевая, цинковая, кадмиевая и медная пластины, четыре химических стакана вместимостью 100 см 3 , наждачная бумага, фильтровальная бумага, растворы FеSO 4 , NiSO 4 , ZnSO 4 , CdSO 4 и CuSO 4 с концентрациями: 0,1 М; 0.25 М; 0.5 М; 1 М; солевой мостик (П-образная трубка, заполненная насыщенным раствором КС1 в смеси с агар-агаром).
Получить у преподавателя виды электродов и значения концентраций растворов MeSO 4 и CuSO 4 для трех гальванических элементов (одна концентрация для MeSO 4 и три концентрации для CuSO 4 или наоборот). Подготовить прибор для измерения ЭДС. Пластинки металлов зачистить наждачной бумагой, промыть дистиллированной водой и промокнуть фильтровальной бумагой. Электрод, изготовленный из одного из перечисленных металлов, присоединить к клемме "Изм.", а медный - к клемме "Всп." потенциометра. В четыре стакана налить по 50 см 3 растворов соответствующих солей. Меняя концентрации солей, можно составить 3 гальванических элемента.
Для каждого гальванического элемента в стаканы с растворами сульфатов металлов опустить соответствующие пластины. Оба раствора соединить с помощью солевого мостика. Снять показания ЭДС с прибора (например 11,5) и сделать пересчет в вольты:
Опыт повторить два раза (Е i ). Экспериментальные данные занести в таблицу 2.
4. Обработка экспериментальных данных
Записать схему и электродные реакции гальванического элемента.
По результатам для каждого опыта вычислить среднее арифметическое значение ЭДС по формуле
По уравнению (3) рассчитать значения электродных потенциалов при всех указанных преподавателем концентрациях [Ме n + ].
Таблица 2 Экспериментальные и расчетные данные
Концентрация ионов металла в растворе [Ме n + ], моль/дм 3
Теоретическое значение электродного потенциала Е
Теоретические значения ЭДС E T для каждого случая вычислить по уравнению (1) и оценить относительную погрешность опыта. Расчетные и экспериментальные данные занести в таблицу 2. По полученным данным построить графики зависимости ЭДС от концентрации ионов. Заполнить метрологическую карту и сформулировать основные выводы.
1. Электродный потенциал системы Sn/Sn 2+ равен 0.281 В. Определить концентрацию ионов Sn 2+ в растворе.
Электродный потенциал системы Со/Со 2+ уменьшился на 116 мВ.
Как изменится концентрация ионов Со 2+ в растворе?
Какой потенциал приобретет платиновая пластинка, опущенная в 1 М раствор подкисленного перманганата калия?
Составить схемы двух гальванических элементов, в одном из которых цинк - анод, а в другом цинк - катод?
При какой концентрации ионов Cu 2+ потенциал медного электрода будет равен стандартному потенциалу водородного электрода?
Вычислить потенциал водородного электрода, опущенного в 0.1 М раствор гидроксида натрия.
Какой должна быть концентрация уксусной кислоты ( = 0.01). чтобы потенциал водородного электрода был равен - 0.05 В?
Составить схему, записать реакции на электродах и рассчитать ЭДС гальванического элемента, составленного из меди, находящейся в растворе 0.1 М CuSO 4 . И кадмия, опущенного в раствор 0.01 М CdSO 4 .
Вычислить потенциал водородного электрода, опущенного в 0.05 М раствор серной кислоты.
Определить стандартную ЭДС гальванического элемента, при работе которого протекает реакция
2Al + 3CuSO 4 3Cu + Al 2 (SO 4 ) 3
Свинцовый электрод в растворе нитрата свинца (II) имеет потенциал -0.20 В. Вычислить концентрацию ионов Рb 2+ (в моль/дм 3 ).
12. ЭДС элемента Даниэля-Якоби равна 1.12 В. Концентрация ионов цинка Zn 2+ равна 0.01 М. Определить концентрацию ионов меди Си 2+ .
РАБОТА № 10. ЭЛЕКТРОЛИЗ ВОДНЫХ РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Цепь работы: Формирование навыков расчета характеристик электролиза с использованием законов Фарадея и записи электродных реакций.
Электролизом называются процессы, происходящие на электродах под действием электрического тока, подаваемого от внешнего источника. В этом случае происходит превращение электрической энергии в химическую. Электролиз осуществляют в специальных устройствах - электролизерах. Это два электрода, опущенные в сосуд, заполненный ионным проводником (электролитом). Электроды присоединяют к полюсам внешнего источника тока. На отрицательном электроде (катоде) происходят восстановительные процессы, а на положительном электроде (аноде) - окислительные (рис.2).
Чтобы осуществить электролиз, между электродами необходимо создать определенную разность потенциалов, которую называют потенциал разложения. Е 0 разл. это минимальная необходимая разность потенциалов между анодом и катодом, при которой начинается электролиз данного соединения
где Е 0 а - стандартный окислительно-восстановительный потенциал реакции на аноде, В; Е 0 к - аналогичная характеристика реакции на катоде, В.
Рис. 2 Устройство и работа электролизера:
А анод, К катод, Э электролит, Аn анионы, Кt катионы
где Ох - окисленная форма; Red - восстановленная форма.
Для оценки эффективности работы электролизера пользуются понятием выход продукта по току . Иначе, это коэффициент полезного- действия электролизера. На практике пользуются выражением для расчета :
где m опыт - масса вещества, испытавшего превращение на электроде, при прохождении определенного количества электричества, найденная экспериментально, г; m теор - масса вещества, вычисленная по закону Фарадея, при том же количестве электричества, г.
Количество вещества, испытавшего электрохимическое превращение на электроде, прямо пропорционально количеству прошедшего через электролизер электричества.
где m(V) - масса (объем) вещества, испытавшего превращение на электроде; J - сила тока. А: t - время электролиза, с: к э - электрохимический эквивалент, который равен отношению молярной массы эквивалента вещества M Э (молярного объема эквивалента вещества V Э ) к постоянной Фарадея.
Расчет М Э и V Э для веществ, участвующих в окислительно-восстановительном процессе, необходимо вести по формулам
где М - молярная масса вещества, г/моль; V м - молярный объем при данных физических условиях, л/моль; n e - число электронов, принятых окислителем или отданных восстановителем.
Массы веществ, прореагировавших на электродах при одинаковом количестве электричества, относятся друг к другу как молярные массы их эквивалентов.
Иначе, это закон эквивалентов для электрохимических превращений.
Электродные реакции при электролизе водных растворов электролитов
Характер протекания электродных процессов зависит от многих факторов, важнейшими из которых являются состав электролита, материал электродов и режим проведения электролиза (температура, напряжение, плотность тока и др.). Какие именно электрохимические реакции будут протекать у электродов, прежде всего, определяется значением электродных потенциалов соответствующих электрохимических систем в условиях электролиза. Из нескольких возможных процессов будет протекать тот, осуществление которого требует меньшего количества энергии. Это означает, что:
на катоде в первую очередь восстанавливаются те частицы (ионы или молекулы), которые обладают наибольшим значением окислительно-восстановительного потенциала;
на аноде в первую очередь окисляются частицы, имеющие наименьшее значение окислительно-восстановительного потенциала.
При рассмотрении электролиза водных растворов электролитов необходимо учитывать, что, кроме ионов электролита и материала анода, во всяком водном растворе имеются молекулы Н 2 О и ионы H + , ОН , которые также могут испытать электрохимическое превращение на электродах. Рассмотрим эти процессы подробнее.
В воднььх растворах электролитов у отрицательного электрода восстановлению могут подвергнуться катионы электролита (чаще всего это ионы металлов Ме n + ) и молекулы воды по следующим схемам:
Потенциал выделения водорода из нейтральных растворов (рН = 7) по схеме (б) имеет значение
Е (2Н О / Н + 2ОН ) = 0,059·7 = 0,41 В
Таким образом, на катоде при электролизе нейтральных водных растворов электролитов возможны три случая:
1) если Е> 0,41 В. то на катоде будет наблюдаться выделение металла по схеме (а). Такие металлы находятся в ряду напряжении, начиная приблизительно с олова;
2) если Е < 0,41 В, то металл восстанавливаться не будет, а произойдет выделение водорода по схеме (б). К таким металлам относятся металлы, стоящие в ряду напряжений до титана;
3) если Е=0,41 В (от - 0.50 до - 0.32 В), то в растворе наблюдается совместное восстановление и ионов металла, и молекул воды. Это металлы средней части ряда напряжений - Zn, Cr, Fe, Cd, Ni, Co.
Например, при электролизе водного раствора CdSO 4 катодный процесс может быть записан уравнением:
Электрохимическое выделение водорода из кислых растворов (рН < 7) происходит вследствие разряда ионов водорода
В случае же щелочных сред (рН > 7) восстановление идет, как и в нейтральных растворах, по схеме (б).
При рассмотрении катодных процессов на практике следует сравнивать не стандартные значения потенциалов, a E ( Ox / Red ) , вычисленные по уравнению Нернста при данных условиях.
При рассмотрении анодных процессов следует иметь в виду, что материал анода в ходе электролиза может окисляться. В связи с этим различают электролиз с инертным анодом и электролиз с активным анодом. Инертным называется анод, материал которого не окисляется в ходе электролиза. Такие аноды изготавливают из материалов с высоким значением электродного потенциала (чаще всего это графит, уголь, платина). Активным называется анод, материал которого окисляется в ходе электролиза (металлические аноды). В случае электролиза с активным анодом всегда происходит окисление материала анода по схеме
Этот процесс называется анодным растворением металла. На инертном аноде при электролизе водных растворов электролитов могут конкурировать процессы:
2H 2 O + 4e O 2 + 4H + , при рН < или = 7;
б) окисление других ионов, находящихся в растворе (чаще всего анионы кислотных остатков) по схеме
Процесс образования газообразного кислорода на инертном электроде в нейтральных и кислых растворах связан с определенными кинетическими трудностями. Это приводит к возрастанию окислительно-восстановительного потенциала выделения О 2 . Превышение потенциала разложения частицы над стандартным потенциалом называется перенапряжением Е (в данном случае кислородное перенапряжение Е). Величина Е зависит от материала электрода. Так для графитового анода с учетом перенапряжения Е o (О 2 + 4Н + /2Н 2 О) = 1,52 В, а для гладкого платинового 1.68 В.
В зависимости от значений стандартных потенциалов различных анионов возможны следующие процессы на инертном аноде:
1) если в растворе содержатся анионы кислородсодержащих кислот (SО 4 2 , CО 3 2 , NО 3 , РО 4 3 , ClО 4 ), а также ионы F , то происходит окисление воды по схеме (а), т.к. их потенциалы больше, чем 1.68 В;
2) если в растворе находятся анионы, не содержащие кислород, такие как Сl , Вr , J , S 2 и т.д., то вместо Н 2 О окисляются данные ионы по схеме (б), т.к. их потенциалы меньше, чем 1,52 В.
Например, в водном растворе KCI на графитовом электроде будет выделяться газообразный хлор по реакции 2Сl 2е Сl 2 , так как E° = 1.36 < 1.52 В.
Приборы и реактивы : секундомер; термом
Основы химии методичка. Химия.
Какого Человека Можно Назвать Счастливым Сочинение
Курсовая работа по теме Word Stress in English
Реферат по теме Работа в Windows
Реферат: Bulimia Nervosa Essay Research Paper Bulimia Nervosa
Реферат На Тему Лечебное Питание Основные Принципы
Контрольные Работы По Физике 11 Класс Годова
Реферат по теме Эволюция звезд, происхождение химических элементов и планетная химическая эволюция
Реферат На Тему Современная Русская Орфография Ее
Реферат: The Shack Essay Research Paper selfadministered lethal
Курсовая работа по теме Выявление основных мотивов вступления в брак у молодежи
Курс Лекций На Тему История России
Дипломная работа: Видеоадаптеры. Архитектурные особенности и технические характеристики. Скачать бесплатно и без регистрации
Курсовая работа по теме Методика обучения конструированию на примере изготовления полки для полотенец
Реферат На Тему Сравнительная Характеристика Источников И Структуры Финансовых Ресурсов На Микро И Макро Уровнях
Практическая Работа 9 Расчет Расхода Воды
Дипломная Работа По Химической Технологии
Мой Класс Маленькое Сочинение
Реферат: Выполнение арифметико-логических операций на однородной вычислительной среде. Скачать бесплатно и без регистрации
Курсовая работа по теме Разработка проекта компьютерной сети для офиса компании "Спичка"
Проектная Деятельность В Детском Саду Курсовая Работа
Технология и организация судоремонта - Транспорт курс лекций
Типы матриц жидкокристаллических мониторов - Программирование, компьютеры и кибернетика презентация
Моделирование системы управления реакционным аппаратом на основе анализа уравнений кинетики химической реакции - Химия дипломная работа