Экспериментальная часть
Целью работы является изучение электрохимической активности наиболее известных металлов, сборке гальванического элемента и определение его ЭДС.
Опыт 1. Исследование электрохимической активности металлов
В шесть пробирок налить по 10 капель растворов солей магния, цинка, железа (II), олова (II), свинца (II), меди (II). Опустить в пробирки по кусочку магния, исключая первую пробирку. Отметить изменения, наблюдаемые в пробирках, написать уравнения реакций. Повторить опыт ещё пять раз, опуская цинк, железо, олово, свинец и медь во все пробирки, кроме тех, в которых содержится раствор соли того же самого металла. Написать уравнения наблюдаемых реакций. Опытные данные занести в таблицу , поставив знак "+" под ионами металлов в тех случаях, когда эти металлы вытеснялись из их солей, и знак "0", когда вытеснения не происходило.
Способность металлов восстанавливать друг друга из растворов их солей
Металл |
Ионы металла в растворе |
|||||
Mg2+ |
Zn2+ |
Fe2+ |
Sn2+ |
Pb2+ |
Cu2+ |
|
Mg |
–– |
|
|
|
|
|
Zn |
|
–– |
|
|
|
|
Fe |
|
|
–– |
|
|
|
Sn |
|
|
|
–– |
|
|
Pb |
|
|
|
|
–– |
|
Cu |
|
|
|
|
|
–– |
В выводе охарактеризовать восстановительную способность изученных металлов и расположить их в ряд по уменьшению этого свойства. Соответствует ли расположение металлов в этом ряду их расположению в ряду электрохимической активности металлов?
Опыт 2. Cборка гальванического элемента и измерение его ЭДС
Собрать гальванический элемент, электродами которого служат цинк и медь. Для этого взять два химических стакана и заполнить их растворами солей с известной концентрацией: один – сульфатом цинка, а другой – сульфатом меди (II), и соединить их электролитическим мостиком. Электролитический мостик – это U-образная стеклянная трубка, заполненная раствором электролита, например хлорида или сульфата натрия, а в простейшем случае это лента фильтровальной бумаги, смоченная раствором любого электролита.
В первый стакан опустить цинковый электрод, во второй – медный. Подключить к клеммам вольтметр и замерить напряжение на электродах. В отчете отразить следующее: 1) записать собранный гальванический элемент его в виде электрохимической схемы; 3) написать схемы анодного и катодного процессов и уравнение токообразующей реакции; 4) вычислить теоретическое значение ЭДС, сравнить его с измеренным и рассчитать погрешность опыта; 5) в выводе объяснить, почему изме-ренное значение ЭДС отличается от теоретического.
Дополнительные задания к лабораторной работе
1. Расположите металлы железо, медь, марганец, магний, серебро в ряд по увеличению окислительных свойств их катионов.
2. Среди металлов свинец, золото, кадмий, кальций, медь укажите: а) взаимодействующие с соляной и разбавленной серной кислотами; б) вытесняющие никель из растворов его солей.
3. Вычислите значение электродного потенциала цинка, если цинк находится в растворе своей соли с концентрацией катионов 0,01 М, а температура раствора равна 15 °С.
4. Вычислите значение электродного потенциала меди, если элек-трод находится в растворе соли меди (II) с концентрацией катионов 0,1 М, температура раствора равна 10 °С.
5. Напишите электрохимическую схему гальванического элемента, составленного из медного и марганцевого электродов с растворами со-лей меди (II) и марганца (II). Вычислите ЭДС элемента при стандартных условиях и при концентрации катионов в растворах 0,1М (температура стандартная).
6. Напишите схему двух гальванических элементов, в одном из ко-торых цинк является катодом, а в другом анодом; вычислите их ЭДС.
7. Приведена электрохимическая схема гальванического элемента:
Напишите схему катодного и анодного процессов, уравнение токообразующей реакции в молекулярном и ионном виде. Определите ЭДС элемента при стандартных условиях.
Лабораторная работа 15.
Тема: ЭЛЕКТРОЛИЗ
Электролизом называется совокупность окислительно-восстановительных процессов, происходящих при пропускании постоянного электрического тока через раствор или расплав электролита.
Пропускание тока через электролиты осуществляется с помощью электродов: катода, на котором происходит процесс восстановления, и анода, на котором осуществляется процесс окисления.
При электролизе растворов солей закономерности восстановления на катоде следующие.
1. Катионы металлов, расположенных в ряду напряжений правее железа (от кадмия до золота), восстанавливаются согласно уравнению:
Меn+ + nе = Me
2. Катионы активных металлов, расположенных в левой части ряда напряжений (от лития до алюминия), не восстанавливаются. В этом случае на катоде происходит восстановление воды:
2Н2О + 2е = Н2↑ + 2ОН-
3. Катионы металлов, расположенных в средней части ряда напряжений (марганец, цинк, хром, железо и др.), восстанавливаются на катоде вместе с восстановлением воды, т.е. параллельно идут два процесса, уравнения которых приведены выше.
Закономерности окисления на аноде следующие.
1. Простые анионы (Сl-, Br-, I-, S2-), кроме F- -ионов, окисляются с образованием соответствующих простых веществ, например:
2Cl- – 2е = Сl2↑
2. Сложные анионы (NO3-, SO42-, PO43- и др.) и F--ионы не окисляются. В этом случае на аноде происходит окисление воды:
2Н2О – 4е = О2↑ + 4Н+
Эти закономерности относятся к электролизу с инертным (нерастворимым) электродом: платина, графит, электродная сталь.
Но если анод изготовлен из металла, соль которого является электролитом, то в этом случае сам анод окисляется, переходя в раствор в виде катионов
Ме – nе = Men+,
а на катоде происходит восстановление этого же металла
Меn+ + nе = Me
Такой электролиз называется электролизом с активным (растворимым) анодом.