Лабораторна робота № 6 Електрохімічні процеси

Гальванічні елементи. Гальванічний елемент – прилад, що виробляє електричний струм у результаті окислювально-відновних процесів. Відповідно до сучасних уявлень, у кристалічній структурі металів існує рівновага:

Ме ↔ Меⁿ⁺ + nē

і металеві властивості виражені тим сильніше, чим більше концентрація вільних електронів.

При опусканні металу в воду або в розчин власної солі частина його переходить у розчин. На границі метал – розчин виникає рівновага:

Ме + m₂O ↔ Meⁿ⁺·m₂O + nē

яку можна розглядати як окислювально-відновний процес. У результаті розчин заряджається позитивно, а метал негативно (надлишок електронів), так що між ними встановлюється різниця потенціалів.

Виникнення електричного струму в гальванічному елементі пов'язане з різною концентрацією вільних електронів у металах і прагнення до її вирівнювання при контакті між ними. Електрод, що віддає електрони (окислювання), називається анодом; електрод, що приймає електрони (відновлення), називається катодом. Анодом буває більш активний у порівнянні з катодом метал.

Процеси в гальванічних елементах прийнято записувати у вигляді схем. Наприклад, для мідноцинкового елемента можна написати таку схему:

(-) Zn|ZnSO₄||CuSO₄|Cu (+)

Усі метали за величиною стандартних потенціалів, що характеризують їхню відновлювальну здатність, розташовують у визначеній послідовності, що називається рядом напруг. Чим менше алгебраїчна величина електродного потенціалу, тим більше відновлювальна активність його атомів (здатність віддавати електрони).

Електрорушійну силу (ЕРС) гальванічного елемента з двох різних металів, занурених у розчини їхніх солей з концентрацією 1 г-іон/л, знаходять, віднімаючи з потенціалу катода потенціал анода:

ЕРС =

ЕРС деяких гальванічних елементів у процесі їхньої роботи швидко зменшується в результаті явищ, що викликають гальмування основних електрохімічних процесів на електродах; потенціал катода стає більш негативним, а потенціал анода – більш позитивним. Це явище називається гальванічною поляризацією. Найбільше значення має катодна поляризація, що зменшується від додавання в катодний простір окислювачів, що знімають надлишкові електрони з катода. Такі речовини називаються катодними деполяризаторами: іони металів, Н⁺,Cr₂O₇^2-, NO₃^-, MnО₂ і ін. При цьому протікають наступні процеси:

Cu²⁺ + 2ē  Cu;

Cr₂O₇^2- + 14H⁺ + 6ē  2Cr³⁺ + 7H₂O;

NO₃^- + 4H⁺ + 3ē  NO + 2H₂O

Електроліз. При пропущенні постійного електричного струму через розчини електролітів катіони рухаються до катода, а аніони – до анода. На електродах протікають окислювально-відновні процеси. Сутність електролізу зводиться до того, що на катоді катіони, приймаючи електрони, відновлюються, а на аноді аніони, віддаючи електрони, окисляються.

При електролізі водяних розчинів електролітів на електродах можуть розряджатися не тільки іони даного електроліту, але і молекули води: що з них буде розряджатися – залежить від природи іонів, їхньої концентрації, а також від матеріалу електродів і від щільності струму на них (тобто від числа амперів, що приходяться на одиницю поверхні електрода).

Процес на катоді. При електролізі водяних розчинів солей найбільш активних металів, що розташовані у ряді напруг до алюмінію включно, відновлюються молекули води:

2Н₂О + 2ē = Н₂ + 2ОН^-

Починаючи з марганцю, розряджаються іони металів. Це пояснюється перенапругою водню, тобто зміною його електродного потенціалу у бік більш негативних значень. Перенапруга водню залежить від матеріалу катода, від стану його поверхні, від щільності струму, а також від концентрації і температури розчину електроліту.

Процес на аноді. При електролізі водяних розчинів безкисневих кислот і їхніх солей на нерозчинному аноді окисляються аніони кислотних залишків. У випадку розчинів кисневих кислот і їхніх солей на такому аноді окисляються молекули води:

2Н₂О – 4ē = О₂ + 4Н⁺

Процеси, що протікають при електролізі, залежать також від матеріалу електродів. Якщо анод розчинний (окисляється в процесі електролізу), то метал анода переходить у розчин у вигляді іона. Так, при електролізі розчину мідного купоросу з мідним анодом анод поступово розчиняється:

CuSO₄ ↔ Cu²⁺ + SO₄^2- (дисоціація електроліту)

Катод: Cu²⁺ + 2е  Cu⁰ Анод: Cu⁰ – 2е Cu²⁺

Маса речовини, що виділяється на електроді, пропорційна кількості електрики, що пройшла через розчин електроліту:

m = d I t

де d – електричний еквівалент речовини, виділюваної одним кулоном електрики;

I – сила струму, А;

t – час, сек.

Щоб виділити 1 г-екв. будь-якої речовини, потрібно пропустити через розчин електроліту 96494 К (1 фарадей F) електрики.

Таким чином, між електрохімічним d і хімічним еквівалентом Э є співвідношення: I = d F = 96491·d

Дослід 1. Гальванічні елементи.

В U–подібну трубку, коліна якої з'єднані електролітним містком (насичений розчин хлориду калію з агар-агаром) залити розчини електролітів, опустити електроди і з'єднати їх з гальванометром. Спостерігати відхилення стрілки гальванометра, що вказує на виникнення електричного струму. Розрахуйте ЕРС зібраних елементів, зіставте розходження у величині відхилення стрілки гальванометра з розходженням у величині ЕРС зібраних елементів.

Результати зведіть у таблицю 1.

Таблиця 1.

Схема гальванічного елемента	Відхилення стрілки гальванометра, ділення	Величина ЕРС (за розрахунком)
Fe|Fe2+||Cu2+|Cu
Ni|Ni2+||Cu2+|Cu
Zn|Zn2+||Cu2+|Cu
Zn|Zn2+||Ni2+|Ni
Zn|H+|Cu
Ni|H+|Cu

Дослід 2. Рух іонів.

На предметне скло покладіть смужку фільтрувального паперу і змочіть її розчином йодиду калію, до якого додана 1 крапля розчину фенолфталеїну і 3–4 краплі розчину крохмалю. До паперу на відстані 2 см прикладіть Г–подібні електроди з мідного дроту і підключіть до них струм від кишенькової батареї або акумулятора. Через якийсь час спостерігайте появу малинового забарвлення в одного електрода, і синьої – в іншого. Складіть схему електролізу водяного розчину йодиду калію. Що утвориться на катоді й аноді? Як називаються іони, що рухаються до катода або аноду?

Дослід 3. Електроліз розчину сульфату натрію.

В U–подібну трубку налийте розчин сульфату натрію, до якого додано 1–2 мл розчину нейтрального лакмусу і опустіть в неї графітові електроди, укріплені в пробірках. Підключіть до електродів струм від кишенькової батарейки або акумулятора. Через якийсь час спостерігайте почервоніння розчину біля одного електрода і посиніння біля іншого. Виключіть струм з ланцюга. Складіть схему електролізу водяного розчину сульфату натрію. Які продукти виділяються на електродах? Що утвориться в катодному і анодному просторах розчину? Яка речовина піддається розкладанню при електролізі?

Дослід 4. Електроліз розчину хлориду олова (II).

Дослід проводиться в тім же приладі. Налийте в U–подібну трубку розчин хлориду олова, опустіть в нього електроди і приєднайте їх до джерела постійного струму (батарейки кишенькового ліхтаря або акумулятора). Через якийсь час (3–4 хв.) спостерігайте утворення на катоді блискучих кристалів металевого олова. Вийміть електроди з трубки. З анодного простору відберіть капіляром розчин, і перелийте його в мікропробірку, додайте краплю розчину йодиду калію і краплю розчину крохмалю. Що відбувається? Яка речовина утворилася біля анода? Складіть схему електролізу хлориду олова. Користаючись величинами стандартних електродних потенціалів, обчисліть потенціал розкладання хлориду олова.

Дослід 5. Електроліз з нерозчинним анодом.

В U–подібну трубку налийте розчин сульфату міді, приєднайте до електродів з графіту джерело постійного струму. Спостерігайте через якийсь час виділення міді на катоді і газоподібної речовині на аноді. Складіть схему електролізу водяного розчину сульфату міді. Що виділяється на аноді?

Дослід 6. Електроліз з розчинним анодом.

В U–подібну трубку налийте 1-м розчин сірчаної кислоти і опустіть як анод мідний стрижень, а як катод – графітовий стрижень. До електродів приєднайте джерело постійного струму. Спостерігайте виділення газоподібних речовин біля обох електродів. Що поступово відбувається з міддю на аноді? Через якийсь час на катоді починає виділятися мідь. Складіть схему електролізу. Для чого в техніці використовується електроліз з розчинним анодом?