ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ имени ШАКАРИМА г. СЕМЕЙ МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ «ОСНОВЫ ТЕОРЕТИЧЕСКОЙ ЭЛЕКТРОХИМИИ»

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИРЕСПУБЛИКИ КАЗАХСТАН
ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ имени ШАКАРИМА г. СЕМЕЙ
МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ
к лабораторным занятиям по дисциплине
«ОСНОВЫ ТЕОРЕТИЧЕСКОЙ ЭЛЕКТРОХИМИИ»
для студентов по специальности
5В072000 – «Химическая технология неорганических веществ»
Fe2+
Fe3+
Fe0
Семей
2013
Предисловие
1. РАЗРАБОТАНО
СОСТАВИТЕЛЬ ______
« ____»
аға оқытушысы, кафедрасы
______ 20__ ж.
Ж.Т. Лебаева,
«Химия»
2. ОБСУЖДЕНО
2.1 На заседании кафедры «Химия»
« ____» _______________20__ж., протокол №_____
күні
Заведующий кафедрой
________
қолы
2
Б.Х Мусабаева
Предметом теоретические основы электрохимии является объяснение
химических явлений на основе общих законов физики
Объектами теоретические основы электрохимии являются любые
системы, в которых могут протекать химические превращения, изучает и
объясняет основные закономерности, определяющие направление химических
процессов, скорость их протекания, влияние на них среды, примесей,
излучения ит.д.
Теоретические основы электрохимии являются одним из дисциплин
которые полагают основание для изучения специальных предметов.
Теоретические основы электрохимии изучает особенности свойств
растворов электролитов, явления электропроводности, электролиза, коррозии,
работу гальванических элементов.
3
СОДЕРЖАНИЕ
стр.
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
«Равновесие в растворах электролитов. Электролитическая
диссоциация». 2ч
«Электростатическая теория сильных электролитов» 1ч
«Неравновесные явления в растворах электролитов. Законы
Фарадея» 1ч
«Электропроводность растворов электролитов» 1ч
Определение степени диссоциации и константы диссоциации
слабых электролитов при разных концентрациях. Лабораторная
работа 1
Изучение скорости гидратации уксусного ангидрида
методом электропроводности. Лабораторная работа 2
Измерение электрической проводимости растворов. Определение
константы кондуктометрической ячейки. Лабораторная работа 3
«Термодинамика электродного равновесия»
Измерение ЭДС элемента Якоби -Даниэля.Лабораторная работа 4
«Теории двойного электрического слоя»
Исследование
зависимости
эквивалентной
электрической
∞
проводимости от концентрации и определение λ . Лабораторная
работа 5
Электрохимические свойства окислительно – восстановительных
систем. Лабораторная работа 6
13«Неравновесные электродные процессы»
14«Окислительно-восстановительные реакции, протекающие в
гальванических элементах» (лабораторная работа 7).
4
Практическое занятие 1. «Равновесие в растворах электролитов.
Электролитическая диссоциация». 2ч
Цель занятия;
Методические рекомендации (указания) по выполнению задания;
Контрольные вопросы;
Литература с указанием страниц, по изучаемой теме
Практическое занятие 2. «Электростатическая теория сильных
электролитов». 1ч
Цель занятия:
Методические рекомендации (указания) по выполнению задания;
Контрольные вопросы;
Литература с указанием страниц, по изучаемой теме
Практическое занятие 3. «Неравновесные явления в растворах
электролитов. Законы Фарадея». 1ч
Цель занятия:
Методические рекомендации (указания) по выполнению задания;
Контрольные вопросы;
Литература с указанием страниц, по изучаемой теме
Практическое
занятие
4.
«Электропроводность
растворов
электролитов».1ч
Цель занятия:
Методические рекомендации (указания) по выполнению задания;
Контрольные вопросы;
Литература с указанием страниц, по изучаемой теме
Практическое занятие 5. Определение степени диссоциации и константы
диссоциации слабых электролитов при разных концентрациях. Лабораторная
работа 1
Цель занятия: определить степени диссоциации и константы
диссоциации слабых электролитов при разных концентрациях
Вопросы для допуска к лабораторной работе;
Методические рекомендации по проведению работ и обработке
экспериментальных данных:
Теоретическая часть
Вещества, которые образуют растворы или расплавы с ионной
проводимостью электрического тока, называют электролитами. Для
электролитов характерно, что их растворы проводят электрический ток, но в
меньшей степени, чем металлы. Кроме того, при прохождении электрического
тока через раствор электролита происходят химические превращения
(электролиз).
5
В основе теории электролитов Аррениуса (теории электролитической
диссоциации) лежат три постулата:
1. При растворении в воде молекулы электролитов распадаются на
положительные
и
отрицательные
ионы.
2. Процесс диссоциации является обратимым, т.е. в растворе существует
динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами,
например:
С
разбавлением
раствора
равновесие
сдвигается
вправо.
3. Сумма положительных электрических зарядов катионов равна сумме
отрицательных зарядов анионов. Кроме того, предполагается, что силы
взаимодействия между ионами отсутствуют, и растворы электролитов ведут
себя подобно идеальным газовым системам. Это положение в теории
Аррениуса прямо не отражено, но оно лежит в основе всех ее количественных
характеристик. Диссоциация молекул на ионы происходит частично и
характеризуется степенью диссоциации α.
Степень диссоциации – это отношение числа распавшихся молекул к общему
числу молекул, введенных в раствор. Степень диссоциации меняется от нуля
(нет диссоциации) до единицы (полная диссоциация). Степень диссоциации
зависит от природы растворенного вещества и растворителя, а также от
концентрации раствора и температуры.
Равновесие диссоциации электролита характеризуется константой
диссоциацииКд уравнение (1). Например, для реакции:
(1)
Существует три типа электролитов с точки зрения диссоциации:
Слабые – при растворении в воде почти не диссоциируют на ионы.
Средние – электролиты, степень диссоциации которых меньше 30 %, но больше
2 %.
Сильные – такие электролиты, которые при растворении в воде
практически полностью диссоциируют на ионы. У таких электролитов
значение степени диссоциации стремиться к единице.
Молярной электропроводностью (λ) называется электропроводность
такого объема раствора, в котором содержится 1 моль растворенного вещества,
6
причем электроды расположены на расстоянии 1 см друг от друга. Измеряется в
См·см2·моль–1.
Согласно определению удельная и молярная электропроводности
связаны соотношением
(2)
где - удельная электропроводность.
Для большинства электролитов с повышением температуры молярная
электропроводность увеличивается, из-за возрастания подвижности ионов. С
разбавлением раствора молярная электропроводность увеличивается и при
достаточно большом разбавлении достигает максимума. Это объясняется тем,
что у слабых электролитов по мере разбавления растет степень диссоциации, т.
е. увеличивается число ионов; у сильных же увеличиваются расстояния между
ионами, ослабляются силы взаимного притяжения между ними и,
следовательно, увеличивается скорость движения ионов.
Разведение, при котором достигается максимальное значение молярной
электропроводности, называется «бесконечным», а соответствующая ему
электропроводность называется молярной электропроводностью при
бесконечном разведении (λ0). Такое состояние характеризуется практически
полной диссоциацией электролита (α = 1) и отсутствием сил
электростатического взаимодействия между ионами. Подвижности ионов при
этом достигают своих предельных значений, также как и величина молярной
электропроводности раствора.
Для определения величины λ0 слабых электролитов пользуются
расчетным методом, основанным на законе Кольрауша. Сущность последнего
заключается в том, что подвижность ионов данного типа в бесконечно
разбавленном растворе не зависит от природы других ионов, присутствующих
в растворе. Это позволяет рассчитать λ0 слабого электролита суммированием
значений подвижностей соответствующих ионов при бесконечном
разбавлении.
где λ0+, λ0 - – подвижности ионов. Их значения можно найти в
справочниках.
Отношение молярной электропроводности растворов сильных
электролитов при данной концентрации к предельной молярной
электропроводности называется коэффициентом электропроводности (fλ) Эта
величина характеризует межионное взаимодействие. Для слабых же
электролитов отношение молярной электропроводности при данном
разведении к предельной молярной электропроводности равно степени
диссоциации
электролита:
7
(3)
Зависимость молярной проводимости растворов сильных электролитов от
концентрации изучалась многими исследователями. Для разбавленных
растворов Кольрауш предложил эмпирическое уравнение, называемое законом
квадратного корня:
(4)
где А – постоянная величина, зависящая от природы электролита.
Разбавленные растворы слабых электролитов близки по свойствам к
идеальным растворам. Равновесие в таких растворах определяется константой
диссоциации, которая может быть выражена через степень диссоциации:
(5)
В случае растворов сильных электролитов уравнение (5) неприемлемо
из-за сильного отклонения свойств таких растворов от свойств идеальных
систем, в этом случае говорят о кажущейся степени диссоциации.
Электропроводность электролитов существенно зависит от температуры.
С повышением температуры электропроводность растворов возрастает
вследствие увеличения скорости движения ионов (уменьшения вязкости
среды), следуя линейной зависимости:
где λt и λ18 – электропроводность при температуре t и 18°С,
соответственно, а – температурный коэффициент электропроводности.
Увеличение температуры на один градус приводит к возрастанию
электропроводности на 2-2,5%.
Выполнение работы
Приборы и реактивы: ФЭК-М, плоскодонные колбы на 50 мл, мерные
колбы на 500 мл и 1000мл, пипетки
на
20 мл,
0,1 Н раствор
хлороводородной кислоты, 0,1 М раствор уксусной кислоты, индикаторы:
метиловый оранжевый и фенолфталеин.
Описание работы.
Предварительно строят по значениям
оптических плотностей
стандартных растворов калибровочный график.
Построение калибровочного графика
Готовят серию растворов (0,1,0,05, 0,025, 0,0125 и 0,00625М) уксусной
кислоты. Измеряют оптическую плотность приготовленных растворов. Для
8
измерения используют кювету длиной 1 см. результаты опыта заносят в
таблицу:
Концентрация раствора С
Оптическая плотность D
По данным таблицы строят график зависимости D-f(C).
Затем готовят 0,1 М растворы хлороводородной и уксусной кислот и,
титруя гидроксидом натрия в присутствии фенолфталеина , определяют их
точную концентрацию. Из 0,1М раствора
уксусной
кислоты путем
разбавления готовят 0,02, 0,015, 0,001 и 0,005М растворы.
Подготавливают фотоэлектроколориметр к работе.
Цвет индикаторов в разведенных растворах зависит главным образом от
концентрации в этих растворах водородных ионов или гидроксид-ионов.
Учитывая, что разбавленные
сильные
кислоты
полностью
диссоциированы, можно получить их растворы с любой желательной
концентрацией
водородных ионов. Окраску
этих
растворов при
прибавлении подходящего индикатора можно сравнить, применяя один и
тот же
индикатор, с окраской
раствора слабой кислоты, общая
концентрация которой нам известна, но неизвестна концентрация ионов
водорода.
Растворы сильной кислоты и
исследуемой
слабой
кислоты
одинаковых аналитических концентраций с раствором
индикатора
помещают в кюветы колориметра и измеряют оптическую плотность
растворов.
Так же производят измерения со всеми исследуемыми растворами.
Результаты записывают в таблицу:
Концентрация Оптическая
Оптическая
СН+
а
К
кислоты,
плотность
плотность
моль/л- С0
слабой
сильной кислоты
кислоты D
D0
Степень диссоциации рассчитывают по формуле:
а=СН+/С0= D/ D0
Концентрация ионов в слабой кислоте может быть определена по формуле:
СН+=С D/ D0
Константу диссоциации рассчитывают по следующей формуле:
К=а2С
Зная концентрацию исследуемых растворов слабой кислоты, вычисляют
степень диссоциации при всех разбавлениях.
Вопросы для самопроверки и защиты лабораторной работы:
1. Какой процесс называется электролитической диссоциацией?
2. Какие вещества называются электролитами?
3. Что называется молярной проводимостью?
4. От каких факторов зависит степень электролитической диссоциации ?
9
5. Какие электролиты относятся к сильным?
6. Закон Кольрауша.
7. Постулаты теории Аррениуса.
Практическое занятие 6. Изучение скорости гидратации уксусного
ангидрида методом электропроводности. Лабораторная работа 2
Ц е л ь р а б о т ы: Определение средней константы аналитической и
графической скорости
Р е а к т и в ы и п р и б о р ы: мостик Кольрауша, уксусный ангидриді
(СН3СО)2 О, дист вода.
Вопросы для допуска к лабораторной работе
Методические рекомендации по проведению работ и обработке
экспериментальных данных
Последовательность выполнения работы. После установки термостата
на указанную температуру и проверки постоянства температурного режима
(допустимые колебания температуры 0,1-0,2°) следует собрать схему для
измерения электропроводности. При работе с мостиком для измерения
емкостей и сопротивлений и включить прибор в сеть.
В 50-мл мерную колбу поместить 6 мл уксусного ангидрида и довести
объем раствора дистиллированной (предварительно термостатированной)
водой до метки. В момент начала растворения уксусного ангидрида включить
секундомер и не выключать его до конца опыта (до установления постоянного
значения электропроводности). Отметить по секундомеру время начала и конца
растворения, (при приливании воды четко видна граница раздела двух жидких
слоев, после взбалтывания наблюдается помутнение. Момент исчезновения
мути принять за конец растворения). Среднее время принять за время начала
реакции. Растворение проводить при энергичном перемешивании. Сосуд для
измерения электропроводности, снабженный притертой крышкой, после
двукратного промывания (ополаскивания) исследуемым раствором заполнить
этим же раствором. Электроды должны быть погружены в раствор на 0,5—1 см
ниже уровня раствора. Сосуд погрузить в термостат, в котором встряхивать его
в течение 3 мин до установления постоянного температурного режима. Одновременно на магазине сопротивления мостика Кольрауша подобрать
определенное постоянное сопротивление так, чтобы отсутствие тока на участке
CD соответствовало положению движка С реохорда в середине шкалы. Все
дальнейшие измерения выполнять, не меняя этого сопротивления.
Один из работающих измеряет электропроводность, другой следит за
секундомером и записывает показания секундомера и реохорда.
Измерение электропроводности проводится тем чаще, чем выше температура опыта. Два-три измерения произвести через 30 сек, четыре-пять
измерений — через 1 мин, два-три измерения — через 5 мин одно после
другого, далее сделать измерения через 10 мин, через 1 ч и еще через 1 ч.
Постоянство показаний реохорда указывает на конец реакции. Результаты
измерений записать в таблицу по образцу.
10
Температура опыта _____, концентрация
Rмаг_____
раствора __________,
При обработке результатов измерений следует учитывать, что исследуемая реакция является реакцией первого порядка, поэтому расчеты вести по
уравнению
кезінде k = 2,3/τ х lgС0А/ СА
Вопросы для самопроверки и защиты лабораторной работы
Электрическая проводимость растворов электролитов.
Кондуктометрия
Практическое занятие 7. Измерение электрической проводимости
растворов.
Определение
константы
кондуктометрической
ячейки.
Лабораторная работа 3
Цель работы: измерить сопротивление стандартных растворов хлорида
калия двух или трех концентраций после термостатирования; рассчитать
константу ячейки.
Вопросы для допуска к лабораторной работе
Теоретическое пояснение. Электрическая проводимость G — это
величина, обратная сопротивлению R:
𝐼
G=
(1)
𝑅
Электрическая проводимость измеряется в сименсах. 1 сименс (См) = 1
-1
Ом .
Сопротивление проводника любого вида пропорционально его длине l и
обратно пропорционально сечению S:
𝑙
R=ρ
(2)
𝑆
11
1/R∞-1/Rτ
/
k=2.3/τlg1/R∞-1/Rτ
1/R∞-1/Rτ
lg1/R∞-1/Rτ/
lg 1/R∞-1/Rτ
1/R∞-1/Rτ
1/Rτ, ом-1
Rτ, ом
1000 - аτ, мм
аτ, мм
Время от начала
реакции, мин
измерения
Время
по часам
Номер измерении
Таблица 1
где ρ — удельное сопротивление.
Сочетание равенств (1) и (2) дает:
G=
1
𝑆
𝜌
𝑙
𝑆
=χ
(3)
𝑙
Величина χ, обратная удельному сопротивлению, называется удельной
электрической проводимостью. Она представляет собой проводимость 1 cм3
раствора, помещенного между параллельными электродами с площадью,
равной 1 м2 находящимися на расстоянии 1 м. Удельная проводимость
измеряется в См/м. Величина χ, зависит от природы растворителя и
растворенного вещества, его концентрации, температуры, а для слабых
электролитов — также от степени диссоциации α:
10-3 χ = сα (λА + λА-)
(4)
где λА и λА- — эквивалентные электрические проводимости катиона и аниона.
Эквивалентная электрическая проводимость представляет собой
проводимость раствора, помещенного между одинаковым1: электрод я »ш,
расположенными не расстоянии 1 м, а площадь электродов должна быть такой,
чтобы в объеме раствора между ними содержалась молярная масса эквивалента
вещества (моль). Эквивалентная электрическая проводимость измеряется в
См∙м2/моль:
λ = λК + λА
(5)
+
+
-
+
В бесконечно разбавленных растворах электролитов с→0, межионное
взаимодействие исчезает, поэтому λ → λ∞, λ К → λ∞ К , λ А → λ∞ А ,
+
λ∞ = λ∞К + λ∞А
+
-
-
(6)
где λ∞, λ∞К , λ∞А, λ∞А - предельные эквивалентные электрические проводимости
соответственно электролита, катиона и аниона
+
-
Уравнение (6) выражает закон Кольрауша о независимом движении
ионов.
Рис. 1. Кондуктометрическая ячейка:
1 — платиновые электроды; 2 —
силовые
линии
в
межэлектродном
пространстве; 3 — корпус ячейки; 4 —
выводы для подключения к кондуктометру;
5 — уровень раствора.
12
Для измерения электрической проводимости исследуемый раствор
помещают в кондуктометрическую ячейку, схема которой изображена на рис.
1. В корпусе 3 укреплены платиновые электроды 1, подключаемые к
кондуктометру выводами 4. Для получения точных и воспроизводимых измерений электроды платинируют — электролитически наносят на их
поверхность платиновую чернь, увеличивающую поверхность. Площадь
электродов и расстояние между ними подбирают в зависимости от значения
измеряемого сопротивления. Чем больше сопротивление, т. е. меньше удельная
электрическая проводимость, тем большую поверхность должны иметь
электроды и тем меньше должно быть расстояние между ними.
Согласно равенству (3)
𝑆
χ=G
(7)
𝑙
Отношение усредненного пути движения ионов в растворе к площади их
перемещения l/S называют константой ячейки Кя:
𝑙
Кя =
(8)
𝑆
Величину Кя нельзя найти простым измерением 𝑙 и 𝑆 , так как путь
движения ионов в электродном пространстве трудно измерить из-за его
сложности (рис. 1), а фактическая поверхность платинированных электродов
больше геометрической поверхности. В связи с этим константу ячейки
определяют измерением сопротивления стандартных растворов хлорида калия
(RКCl), удельная электрическая проводимость которых известна (см. табл. 6
Приложения).
Удельная электрическая проводимость обладает аддитивностью и
складывается из проводимостей всех компонентов раствора. Учитывая это
свойство и исходя из равенств (1), (3) и (8), получаем
Кя = RКCl (χКCl + χН О)
2
(9)
Так как χКCl » χН О, то проводимостью воды можно пренебречь. Отсюда
2
Кя = RКCl χКCl
(10)
На основе равенства (4)
χКCl = сКCl (λК + λСl ) 108
+
-
(11)
Сопротивление растворов измеряют с помощью кондуктометра, в основе
конструкции которого лежит схема четырехплечевого уравновешенного моста
(рис. 2).
13
Рис. 2. Схема моста для измерения
сопротивления:
и — индикатор; Г — генератор
переменного тока; С — конденсатор
емкостной компенсации; R1, R2, Rмаг,—
сопротивление плеч моста; Rx — сопротивление ячейки с раствором
О б о р у д о в а н и е, р е а к т и в ы: мост переменного тока,
кондуктометрическая ячейка, термостат, отрегулированный на (298±0,1) К;
растворы ҚС1 концентраций 0,1; 0,05; 0,02 М; 3—4 стакана или колбы
вместимостью 100 мл.
Методические рекомендации по проведению работ и обработке
экспериментальных данных
Выполнение работы
Кондуктометрическую ячейку ополаскивают дистиллированной водой и
2—3 раза небольшим объемом исследуемого (наиболее разбавленного)
раствора. Затем наливают такой объем исследуемого раствора, чтобы уровень
жидкости превышал на 3—4 см верхний край электродов. При всех измерениях
объем раствора в ячейке должен быть одним и тем же, поэтому наполняют
ячейку до метки, помещают в термостат и выдерживают 10—15 мин.
Одновременно погружают в термостат стаканы или колбы с раствором КСl
других концентраций. Через 10—15 мин ячейку подключают к кондуктометру,
не вынимая ее из термостата. Измеряют сопротивление раствора несколько раз,
чтобы получить воспроизводимые значения трех цифр на магазине
сопротивлений кондуктометра. Далее переходят к измерению R более
концентрированного раствора. Для этого из ячейки выливают раствор,
сопротивление которого измерено, ополаскивают ее исследуемым раствором
2—3 раза, заполняют, как указано выше, и погружают в термостат.
Показателем окончания прогрева раствора служит получение постоянной
величины R в течение 5—10 мин (в пределах ошибки измерений ± 1 %).
После проведения всех измерений ячейку заполняют дистиллированной
водой.
Обработке, экспериментальных данных
Экспериментальный данные представляют ь виде таблицы.
№
п/п
Концент
Удельная
Сопроти
рация КСІ с,
электрическая
вление RКCl Ом
моль/л
проводимость χКCl См/м
14
Константа
ячейки Кя, м-1
Рассчитывают для каждого раствора Кя по уравнению (10) и
обрабатывают результаты расчетов статистически с использованием
t-критерия, как описано в гл. 1. Значения χКCl см. табл. 6 Приложения.
В отчете, приводят мостовую схему измерения сопротивления и рисунок
кондуктометрической ячейки.
Вопросы для самопроверки и защиты лабораторной работы
Практическое занятие 8. «Термодинамика электродного равновесия»
Цель занятия;
Методические рекомендации (указания) по выполнению задания;
Контрольные вопросы;
Литература с указанием страниц, по изучаемой теме
Практическое занятие 9. Измерение ЭДС элемента Якоби –Даниэля.
Лаборатрная работа 4
Ц е л ь р а б о т ы: вычисление ЭДС элемента при заданных
концентрациях солей. Приготовление гальванического элемента и измерение
его ЭДС. Сравнение полученных результатов с вычисленными значениями.
Вопросы для допуска к лабораторной работе
Р е а к т и в ы и о б о р у д о в а н и я: схема гальванического элемента
Якоби-Даниэля; 0,1н.; 1н. Растворы ZnSo4, CuSO4, стақаны.
Рис.
Схема
гальванического
элемента Якоби — Даниэля:
1 — цинковый полуэлемент
2 — медный
полуэлемент;
3 — стакан с раствором KC1
(солевой мостик);
4 — цинковый электрод;
5 — медный электрод;
6 — раствор CuSO4;
7 — раствор ZnSO4.
Методические рекомендации по проведению работ и обработке
экспериментальных данных
Порядок выполнения работы. Для определения ЭДС элемента Якоби —
Даниэля и наблюдения за ее изменением в зависимости от изменения
активности ионов в растворах составляют цепи:
Zn│ZnSo4 (1н.)││ CuSO4 (1н.)│Cu
Zn│ZnSo4 (0,1н.)││ CuSO4 (1н.)│Cu
15
Zn│ZnSo4 (1н.)││ CuSO4 (0,1н.)│Cu
Результаты измерений заносят в таблицу
Схема цепи
(
Ех)выч
(
Ех)оп
Относите
льная ошибка,
%
Zn│ZnSo4 (1н.)││ CuSO4
(1н.)│Cu
Zn│ZnSo4 (0,1н.)││ CuSO4
(1н.)│Cu
Zn│ZnSo4 (1н.)││ CuSO4
(0,1н.)│Cu
1.
Воробьев Н.К.Практикум по физической химии М.:«Химия»1975,
297 беттер
2.
Болдырев А.И. демонстрационные опыты по физической и
коллоидной химии. Страница 120-124.
Вопросы для самопроверки и защиты лабораторной работы
16
Практическое занятие 10. Теории двойного электрического слоя
Цель занятия;
Методические рекомендации (указания) по выполнению задания;
Контрольные вопросы;
Литература с указанием страниц, по изучаемой теме
Практическое занятие 11. Исследование зависимости эквивалентной
электрической проводимости от концентрации и определение λ∞ Лабораторная
работа 5
Ц е л ь р а б о т ы: измерить сопртивление растворов; рассчитать
удельную и эквивалентную электрическую проводимость; определить λ∞;
рассчитать коэффициент электрической проводимости.
Вопросы для допуска к лабораторной работе;
Р е а к т и в ы и о б о р у д о в а н и я: Кондуктометрическая ячейка; 0,1
М исходный сильный электролит (HСl, NaOH и т.д.); 5 мерных колб на 100 мл;
5 стакнов на 100 мл.
Методические рекомендации по проведению работ и обработке
экспериментальных данных
Выполнение работы
Готовят 4—5 растворов сильного электролита в интервале концентраций
0,05—0,001 М посредством последовательного разбавления. Например, если
требуется приготовить из 0,1 М раствора 0,05 М раствор, то следует разбавить
исходный 0,1 раствор в 2 раза. Измеряют электрическую проводимость
расворов, начиная с наиболее разбавленного.
Для каждого раствора по уравнениям χ = Кя/R; λ = χ ∙ 10-3/с
рассчитывают χ и λ, находят величины с1/2 и строят график.
Результаты измерений и расчетов заносят в таблтцу по форме:
№ с
,
моль/л
с
1/2
Сопрти
Электрическая
Коэффи
вление
проводимость
циент
раствора
уд
эквивале электрической
χ,
R, Ом ельная
проводимости
нтная
λ,
См/м
2
См∙м /моль
Вопросы для самопроверки и защиты лабораторной работы
Практическое занятие 12. Электрохимические свойства окислительно –
восстановительных систем». Лабораторная работа 6
Ц е л ь р а б о т ы: провести наблюдения за электрохимическими
свойствами окислительно-восстановительных систем
Вопросы для допуска к лабораторной работе
Методические рекомендации по проведению работ и обработке
экспериментальных данных
17
Р е а к т и в ы и п р и б о р ы: 0,0002М КMnO4; 10% растворы FeSO4
или ZnCl2; раствор KCNS; раствор KI; H2SO4 разбавл.; 10% раствор NaCl;
раствор K2Cr2O7; раствор Na2S2O3; бромная или хлорная вода; стекляная вата
раствор крахмала; раствор йода; HNO3 разбавл.; 6Н HCl; U-образная трубка; 2
медных электрода; гальванометр; 2 стекляных фильтра; штатив лабораторный;
2 резиновые пробки с отверстиями.
Проведение опыта А. Во внутрь U-oбразной трубки заталкивают
тампон из стеклянной ваты так, чтобы она была разделена на две
примерно одинаковые части. В одно колено наливают подкисленный
серной кислотой раствор КМпО 4 а в другое — 10 % -ный раствор FeS0 4
или SnCl 2 . В оба раствора погружают платиновые (или медные) электроды, подсоединяют их к клеммам гальванометра и измеряют ЭДС этой
гальванической цепи. Затем замыкают клеммы гальванометра накоротко и
оставляют их в таком положении на некоторое время, наблюдая за
изменениями, происходящими в растворах. По окончании опыта в колено
с раствором сульфата железа прибавляют несколько капель раствора
роданида калия.
Результат опыта. При подключении платиновых электродов к
гальванометру стрелка прибора заметно отклоняется, что указывает на
прохождение через него электрического тока. По мере работы
гальванического элемента наблюдается обесцвечивание раствора
перманганата калия вблизи поверхности электрода. В другом колене
трубки появляются ионы железа (III), которые обнаруживаются по
появлению ярко-красной окраски после добавления к раствору роданида
калия.
Проведение опыта Б. Берут такую же U-образную трубку, как и в
предыдущем опыте, и наполняют одно колено раствором 10%-ного
хлорида натрия, другое — раствором хлорида олова такой же
концентрации. В оба колена погружают платиновые (или медные)
электроды, подсоединяют их к гальванометру и измеряют ЭДС цепи. Затем в
колено с раствором хлорида натрия добавляют небольшое количество хлорной
или бромной воды и вновь повторяют измерение ЭДС.
Результат опыта. После добавления к раствору хлорной или бромной
воды ЭДС гальванического элемента сильно возрастает.
Проведение опыта В. U-образную трубку заполняют 6 н. раствором
соляной кислоты. В оба колена плотно вставляют резиновые пробки, в
отверстия которых вводят трубки двух стеклянных фильтров (рис.). Необходимо добиться того, чтобы все пространство трубок вплоть до пористых
стеклянных пластинок обоих фильтров было заполнено 6 н. раствором НС1 —
пузырьков воздуха не должно быть. В одну из воронок наливают раствор,
содержащий окислитель, в другую — раствор, содержащий восстановитель.
Затем в обе воронки погружают платиновые (или медные) электроды, которые
подсоединяют к клеммам гальванометра. Ниже приведены комбинации
растворов, которые можно использовать в этом опыте для составления
окислительно-восстановительных гальванических элементов:
18
Раствор
внутри трубки
Раствор в левом
фильтре
№
6Н HCl
№
6Н HCl
0,0002М КMnO4,
подкисленный H2SO4
1Н KI + крахмал
№
6Н HCl
KI подкисленный
№
6Н HCl
Раствор I2
1
2
3
4
Раствор в
правом
фильтре
SnCl2, 10% -ый
раствор
HNO3
разбавленный
K2Cr2O7
подкисленный
Раствор
Na2S2O3
Результат опыта. Через некоторое время после начала работы
окислительно-восстановительного гальванического элемента в зависимости от
взятой пары растворов в левом стеклянном фильтре будут наблюдаться
следующие изменения цвета растворов: комбинация растворов №1 —
обесцвечивание, №2 — появление синей окраски, № 3 — появление
коричневой окраски, № 4 — обесцвечивание.
Обьяснение. В основе работы гальванического элемента, демонстрируемого в опыте
А, лежит следующая окислительно-восстановительная реакция:
4КМnO4 + 16H2S04 + 10SnCI2 → 4MnSO4 + 2K2SO4 + SnCI4 + 5Sn (SO4)2 + I6H2O
Как видим, в этой реакции олово (II), отдавая электроны, окисляется:
5Sn2+ → 5Sn4++ 10ёа марганец, приобретая электроны, восстанавливается:
2MnO4 + 16Н+ + 10ё- → 2Mn2+ + 8Н20
В случае применения вместо SnCl2 раствора FeSO4 реакции окисления и
восстановления соответственно будут иметь вид
5Fe2+ → 5Fe3+ + 5ё- (окисление)
MnO4 + 8Н+ + 5ё- → Mn2+ + 4Н20 (восстановление)
Появляющиеся в результате этой реакции ионы железа (III) образуют при
взаимодействии с роданидом соединение, окрашивающее раствор в ярко-красный цвет. Как
известно, ионы железа (II) не образуют с роданидом окрашенного соединения.
В основе работы гальванического элемента, применяемого в опыте Б, лежат
следующие реакции окисления и восстановления:
Sn2+ → Sn4+ + 2е- (окисление)
С12 + 2е- → 2С1- (восстановление)
В опыте В при применении комбинации растворов № 1 имеет место та же
окислительно-восстановительная реакция, что и в опыте А. ,
19
В случае применения комбинации растворов № 2 в левом фильтре U-образной трубки
будет происходить реакция окисления иодида:
2І- → І2 + 2е- (І2 с крахмалом дает интенсивное синее окрашивание и восстановленне
азотной кислоты до азотистой:
NО3- + 2Н+ + 2е- → NO2 - + Н20
При использовании растворов в комбинации № 3 реакции окисления и
восстановления будут протекать по уравнениям:
6І- → 3I + 6e- (окисление)
Сr2О72- + 14Н+ + 6е- → 2Сг3+ + 7Н20 (восстановление)
В комбинации растворов №4 имеет место окислительно-восстановительная реакция
между иодом и тиосульфатом натрия:
2Na2S2О3 + І2 → 2NaІ+ Na2S4О6
или в ионной форме:
2 S2О3 → S4О6 2- + 2е- (окисление)
І2 + 2е- →2І- (восстановление)
Вопросы для самопроверки и защиты лабораторной работы
Практическое занятие 13. Неравновесные электродные процессы
Цель занятия;
Методические рекомендации (указания) по выполнению задания;
Контрольные вопросы;
Литература с указанием страниц, по изучаемой теме
Практическое занятие 14. Окислительно-восстановительные реакции,
протекающие в гальванических элементах. Лабораторная работа 7
Ц е л ь р а б о т ы: Наблюдение за окислительно-восстановительными
реакциями протекающими в гальванических элементах.
Вопросы для допуска к лабораторной работе
Методические рекомендации по проведению работ и обработке
экспериментальных данных
Р е а к т и в ы и о б о р у д о в а н и я: серебряная проволока, медная
пластинка, 1М Сu(NO3)2; 1М AgNO3; 0,1М HСl; 3 химических стакана на
200 мл; аппарат для получения H2S.
Проведение опыта А. В химический стакан наливают примерно 150 мл
1,0 М раствора нитрата серебра, погружают в него тщательно очищенную и
обезжиренную медную пластинку и наблюдают за изменениями, протекающими в стакане.
Результат опыта А. Через некоторое время после погружения в стакан
медной пластинки раствор окрашивается в голубой цвет, что указывает на
появление на нем ионов меди (II). Кроме того,на медной пластинке появляется
хорошо заметный налет металлического серебра.
20
Объяснение. В стакане происходят такие же химические реакции, какие бы протекали
в гальваническом элементе, составленном из серебряного и медного электродов:
Ag | Ag+ | KN03 | Си2+ | Си
εAg
εCu
В этом элементе положительные ионы серебра принимают электроны от серебряной
пластинки и превращаются в нейтральные атомы металлического серебра. В правом
полуэлементе, наоборот, атомы меди отдают электроны медной пластинке, превращаются в
ионы и переходят в раствор. Эти электроны двигаются через внешнюю цепь
(соединительные прохода, вольтметр и т. д.) к серебряному электроду. Все эти процессы
можно представить следующими уравнениями:
В правом полуэлементе Си (тв) → Си2+ (водн) + 2ёВ левом полуэлементе 2Ag+ (водн) + 2е- → 2Ag (тв)
Суммарная реакция Си (тв) + 2Ag+ (водн) → Си2+ (водн) + 2Ag (тв)
Таким образом, в медном полуэлементе протекает реакция окисления, а в серебряном
— восстановления.
В нашем опыте перенос электронов происходит непосредственно от атомов меди к
ионам серебра, находящимся в растворе вблизи поверхности медной пластинки. По
существу, этот местный перенос заменяет соединительные провода, через которые
осуществляется переход электронов от атомов меди к ионам серебра в электрохимическом
элементе.
Проведение опыта Б. В химический стакан наливают примерно на две
трети его объема 1,0 М раствор соляной кислоты, погружают в него тщательно
зачищенные и обезжиренные металлические пластинки из - меди, серебра и
цинка и наблюдают за изменениями, протекающими на ітоверхности этих
пластинок.
Результат опыта. Из всех металлов только цинк бурно реагирует с
раствором соляной кислоты. С поверхности цинковой пластинки интенсивно
выделяются многочисленные пузырьки газа. Поверхность пластинок из меди и
серебра остается неизменной — пузырьков газа не образуется, что
свидетельствует об отсутствии реакции взаимодействия этих металлов с
кислотой.
Объяснение. Реакцию взаимодействия металлического . чинка с соляной кислотой
можно представить в следующем виде
Zn(тв) + 2Н + (водн) → Zn2+ (водн) + Н2 (г)
Как видим, в этой реакции атом цинка теряет два электрона, превращаясь в ион Zn2+,
т.е. цинк окисляется. Каждый ион водорода приобретает по электрону, превращаясь в атом
водорода, т. е. водород восстанавливается. После восстановления два атома водорода
соединяются в молекулу Н2. Как и в предыдущем опыте, суммарную реакцию можно
разделить на две реакции, чтобы показать приобретение электронов (ионами водорода Н+) и
отдачу электронов (атомами цинка):
Zn (тв) → Zn2+ 2е 2Н+ + 2е - → Н2
Суммарная
реакция Zn (тв) + 2H+ → Zn2+ + Н2
Из этого опыта следует, что не все металлы реагируют с разбавленными кислотами.
Так, например, магний, алюминий, железо и никель выделяют водород подобно цинку.
Другие же металлы, например медь, ртуть, серебро и золото, не выделяют водород вовсе не
21
потому, что соответствующие реакции слишком медленны. Просто одни металлы (подобно
цинку) отдают свои электроны ионам водорода, а другие нет.
Проведение опыта В. В химический стакан наливают примерно на
ДВЕ трети его объема 1,0 М раствор нитрата меди Сu(NO) 2 погружают в нее
цинковую пластинку и наблюдают за изменениями, протекающими на ее
поверхности в растворе.
Результат опыта. Через небольшой промежуток времени после
погружения в раствор цинковая пластинка покрывается красноватым
налетом металлической меди, а голубая окраска раствора постепенно
исчезает.
Дальнейшее проведение опыта В. После того как голубая окраска,
обусловленная в растворе присутствием ионов меди Сu2+ , исчезнет, через
раствор пропускают ток сероводорода H 2 S.
Результат опыта. Через некоторое время после начала пропускания
сероводорода в растворе образуется белый осадок сульфида цинка ZnS.
Объяснение. Реакцию между металлическим цинком и водным раствором нитрата
меди можно записать следующим образом:
ZU (ТВ) + Сu2+ → Zn2+ + Сu (тв)
В ходе этой реакции цинк теряет эпектроны, образуя ионы Zn2+ :
ZU (ТВ) Zn2+ + 2е Это означает, что происходит окисление цинка. Поскольку цинк окисляется,
отдавая электроны. какое-то вещество должно восстанавливаться, принимая
эти
электроны. Восстанавливаются ноны меди:
Cu2+ + 2е- → Сu (тв)
Таким образом, на этрт раз медь получает электроны от цинка (напомним, что при
реакции между металлической медью и раствором нитрата серебра медь будет отдавать
электроны ионам серебра).
Замечание. Необходимо отметить, что реакция получения электронов ионами меди
от атомов металла цинка сильно смещена вправе. В этом легко убедиться, ЕСЛИ поместить
пластинку из металлической меди в раствор сульфата цинка. При этом не произойдет
никаких видимых изменений, и попытка обнаружить присутствие ионов меди, пропуская
сероводород H2S, чтобы осадить из раствора черный сульфид меди, не будет иметь успеха.
Вопросы для самопроверки и защиты лабораторной работы22
22