Материал: Руководство к выполнению лабораторных работ по химии для студентов заочного обучения всех специальностей. Сергуткина О.Р., Кукина О.Б
Устройства, которые применяются для преобразования энергии химической реакции в электрическую энергию, называются гальваническими элементами (рис. 1). Действие любого гальванического элемента основано на протекании в нем окислительно-восстановительной реакции. В простейшем случае гальванический элемент состоит из двух металлических электродов, погруженных в раствор электролита. Процесс окисления протекает на более активном металле, его называют анодом; процесс восстановления – на менее активном, его называют катодом. Электроны при этом переходят от анода к катоду по внешней цепи, ионы движутся от катода к аноду в растворе и через электролитический мостик.
ē →
aнод
электролитический мостик
катод
← SO42
+ |
+ |
– |
|
Zn2+ |
|
+ |
+ |
– |
+ |
+ |
|
ZnSO4→Zn2++ SO42 |
CuSO4→Cu2++ SO42 |
Рис. 1. Графическое изображение медно-цинкового гальванического элемента
Электродвижущая сила гальванического элемента (ЭДС) равна разно-
сти электродных потенциалов катода и анода:
ЭДС = Е к − Е а,
где Ек – потенциал катода; Еа – потенциал анода.
Пример 6. Гальванический элемент состоит из железного электрода, помещённого в раствор нитрата железа (II) c молярной концентрацией 0,01 моль/л и серебряного электрода, помещённого в раствор нитрата серебра с молярной концентрацией 1 моль/л. Запишите схему гальванического элемента, процессы на электродах и вычислите ЭДС.
Решение. Для определения функции электрода (анод – катод) следует рассчитать величины их электродных потенциалов по уравнению Нернста.
26
Е |
Fe |
2 |
|
|
E0 Fe2 |
0 |
|
0,059 lg c |
Fe |
2 |
0,44 B 0,0295 lg 0,01 0,44 B 0,0295 ( 2) 0,4695 B; |
|||
|
|
Fe0 |
|
Fe |
|
2 |
|
|
|
|
|
|||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||
|
|
E |
Ag |
|
E0 Ag |
Ag |
0 0,059 lg c |
Ag |
|
0,80 B 0.059 lg 1,0 0,80 0,059 (0) 0,80 B. |
||||
|
|
|
|
Ag0 |
|
1 |
|
|
|
|
|
|||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||
Железный электрод имеет отрицательное значение потенциала, поэтому будет выполнять функцию анода. Серебряный электрод менее активный, он будет катодом.
Схема гальванического элемента записывается следующим образом: (анод) Fe | Fe (NO3)2 || Ag (NO3) | Ag (катод).
Процессы на электродах:
Анод: Fe0 – 2е → Fe2+; процесс окисления. Катод: 2Ag+ + 2е → 2Ag0; процесс восстановления.
Реакция, в результате которой возникает электрический ток (токообра-
зующая реакция): Fe + 2Ag (NO3) → Fe (NO3)2 + 2Ag.
Электродвижущая сила гальванического элемента равна:
ЭДС = Екатода – Еанода = 0,80 В – (– 0,4695 В) = 1,2695 В.
Рабочее задание
Опыт 1. Количественная характеристика электрохимической активности металлов
Для изучения возьмём два металла: активный металл цинк и неактивный металл медь. Цинковый электрод в растворе собственной соли ZnSO4 заряжается отрицательно, так как в начальный момент времени протекает преимущественно процесс: Zn0 → Zn2+ + 2 е . Медный электрод в растворе CuSO4 заряжается положительно, так как в начальный момент времени идет преимущественно адсорбция ионов Cu2+ на поверхности металла.
Получите у преподавателя вариант рабочего задания в соответствии с табл. 12.
Таблица 12
Зависимость величины и знака электродного потенциала от природы электрода и концентрации раствора
Вариант |
Электрод |
Концентрация |
Электродный |
|
раствора, моль/л |
потенциал, В |
|||
|
|
|||
I |
Zn/ZnSO4 |
0,01 |
|
|
II |
0,10 |
|
||
|
|
|||
III |
Cu/CuSO4 |
0,01 |
|
|
IV |
0,10 |
|
||
|
|
По уравнению Нернста рассчитайте значение электродного потенциала для своего варианта. Величину EMe0 n Me 0 возьмите из справочных таблиц.
27
Внесите в табл. 12 значения электродных потенциалов всех вариантов. Укажите, от каких факторов зависит значение электродного потенциала.
У какого металла, имеющего более отрицательное или более положительное значение электродного потенциала, выше восстановительная активность?
Опыт 2. Взаимодействие металлов с растворами солей
Налейте в две пробирки по 2–3 мл растворов ZnSO4 и CuSO4. Опустите в раствор ZnSO4 кусочек меди, а в раствор CuSO4 – кусочек цинка. В каком растворе на поверхности опущенного металла появляется налет вытесненного из раствора металла?
Составьте электронные и молекулярные уравнения происходящего окис- лительно-восстановительного процесса, укажите окислитель и восстановитель.
Отметьте, какую функцию – окислителя или восстановителя – выполняет металл, а какую — ион металла. Согласуются ли полученные данные с положением металлов в ряду стандартных электродных потенциалов?
Опыт 3. Измерение ЭДС гальванического элемента
Медный и цинковый электроды тщательно зачистите наждачной бумагой, промойте дистиллированной водой, просушите фильтровальной бумагой и опустите в стаканы, наполненные соответственно растворами сульфата меди (0,1 моль/л) и сульфата цинка (0,1 моль/л).
Растворы соедините электролитическим мостиком, а электроды подкдючите к выводам измерительного прибора (катод – к «+», анод – к «–»). Измерьте величину ЭДС и запишите в табл. 13 в графу «величина ЭДС экспериментальная».
Рассчитайте величину ЭДС (величина ЭДС теоретическая), и внесите значение в табл. 13. Запишите схему и процессы на электродах медноцинкового гальванического элемента. Значения величин стандартных электродных потенциалов возьмите из справочных таблиц.
|
ЭДС медно-цинкового гальванического элемента |
Таблица 13 |
||||
|
|
|
||||
|
|
|
|
|
|
|
Электрод |
Концентра- |
Стандартный |
Величина |
Величина ЭДС |
||
электродно- |
|
|
|
|||
|
|
экспе- |
||||
(полуэле- |
ция электро- |
электродный |
го |
теорети- |
|
|
мент) |
лита, моль/л |
потенциал, В |
потенциала, |
ческая |
|
римен- |
|
|
|
В |
|
|
тальная |
|
|
|
|
|
|
|
Zn/ZnSO4 |
0,1 |
|
|
|
|
|
Cu/CuSO4 |
0,1 |
|
|
|
|
|
Сравните теоретическое и экспериментальное значения ЭДС медноцинкового гальванического элемента.
В чем отличие окислительно-восстановительных процессов в задании 2 и задании 3?
28
Опыт 4. Действие разбавленных кислот на металлы
В две пробирки налейте по 1–2 мл разбавленной соляной, и в две – разбавленной азотной кислоты. В пробирки опустите по кусочку железа и меди. Если реакции не идут, растворы осторожно подогрейте на спиртовке.
Чтобы определить степень окисления полученного в результате реакции железа, содержимое пробирок, в которые помещено железо, разделите на две части. К одной из них добавьте 1–2 капли роданида железа KCNS, который в присутствии Fe3+ окрашивает раствор в красный цвет:
Fe3+ + 3 KCNS = Fe (CNS)3 + 3 K+.
К другой части добавьте 1–2 капли красной кровяной соли K3[Fe (CN)6],
которая при наличии в растворе ионов Fe2+ образует осадок темно-синего цвета
– турнбулеву синь: 3 Fe2+ + 2 K3[Fe (CN)6] = Fe3[Fe (CN)6]2 + 6 K+.
Запишите схемы происходящих окислительно-восстановительных реакций и рассчитайте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель, процессы окисления и восстановления.
Fe + HCl → FeCl2 + H2;
Fe + HNO3 → Fe (NO3)3 + N2O + H2O;
Cu + HNO3 → Cu (NO3)2 + NO + H2O.
Запишите правило, по которому можно установить, какие металлы будут растворяться в разбавленной соляной (и серной) кислоте, а какие − в азотной.
Выводы
1.Составьте правило, по которому можно установить, какой металл будет восстановителем, а ион какого металла – окислителем в системе, содержащей две окислительно-восстановительные пары.
2.Как влияют водные растворы кислот и солей на долговечность металлических конструкций?
Контрольные упражнения
1.Какие из перечисленных ниже металлов будут взаимодействовать с соляной кислотой: Zn, Fe, Cu, Sn, Al? Напишите уравнения реакций, указав стрелкой переход электронов от одних частиц к другим.
2.В раствор SnCl2 опустили по кусочку цинка и меди. Оба ли металла будут взаимодействовать с хлоридом олова?
3.Гальванический элемент состоит из металлического цинка, погруженного в раствор нитрата цинка (0,1 моль/л), и металлического свинца, погруженного
враствор нитрата свинца (0,01 моль/л). Составьте схему элемента, напишите уравнения электродных процессов, вычислите величину ЭДС, если стандартные электродные потенциалы Zn и Pb соответственно равны −0,76 В и – 0,13 В.
Литература [1−§ 9.2; 2− § 9.1; 3− пункт 5.1]
29
Работа 6. КОРРОЗИЯ И ЗАЩИТА МЕТАЛЛОВ
Цель работы
1.Разобраться в сущности химической и электрохимической коррозии металлов.
2.Изучить факторы, влияющие на скорость коррозии.
3.Ознакомиться с некоторыми методами защиты металлов от коррозии.
Теоретические сведения
Коррозией металлов называется процесс их самопроизвольного разрушения под воздействием окружающей среды. Коррозия представляет собой окислительно-восстановительный процесс, протекающий на границе раздела металл – среда. Металл всегда окисляется, а компоненты окружающей среды (О2, СО2, SO2, Cl2, H+, H2O и др.) восстанавливаются. В результате коррозии образуются продукты окисления металла – оксиды, гидроксиды, соли. Такое превращение металла сопровождается существенным изменением его механических свойств.
По механизму процесса различают химическую и электрохимическую коррозию.
Химическая коррозия происходит под воздействием агрессивных газообразных компонентов окружающей среды при высоких температурах (газовая коррозия) или под воздействием некоторых агрессивных жидкостей – неэлектролитов. Основным признаком химической коррозии является то, что она происходит без возникновения в системе электрического тока, когда реакции окисления и восстановления протекают в одной точке поверхности.
Газовой коррозии подвергаются многие цветные металлы и сплавы. Так, медь окисляется с образованием двух оксидов: Cu2O и CuO. Наиболее устойчивыми к этому типу коррозии являются хром, никель, вольфрам. Алюминий при взаимодействии с кислородом образует пленку Al2O3 с очень хорошими защитными свойствами, которая обеспечивает ему коррозионную стойкость при нагревании. Химической коррозии подвергаются узлы и детали машин, работающих при высоких температурах, металлические арматуры нагревательных печей и др.
Электрохимическая коррозия – это процесс разрушения металлов и сплавов во влажной газовой среде или растворах электролитов с образованием на поверхности микрокоррозионных элементов, которые возникают на участках поверхности, отличающихся друг от друга по своим физическим и химическим свойствам (металлические и неметаллические микро- и макровключения, дефекты структуры и др.). В результате анодных процессов происходит окисле-
ние (разрушение) металлов:
Ме 0 − n ē → Меn+.
30