Вопросы для самостоятельной подготовки

1. Равновесие на границе металл-электролит, образование двойного электрического слоя. Понятие об электродном потенциале металла.

2. Стандартные потенциалы металлических электродов. Водородный электрод.

3. Ряд напряжения металлов. Понятие о восстановительной активности металлов в растворах.

4. Принцип работы гальванического элемента. Катодные и анодные процессы.

5. Зависимость электродного потенциала от концентрации ионов металла и температуры. Уравнение Нернста.

6. Зависимость величины потенциала водородного электрода от рН раствора.

7. Понятие концентрационных гальванических элементов.

8. Электродвижущая сила гальванического элемента. Способы её определения.

9. Сущность электролиза. Электролиз расплавов электролитов.

10. Закономерности протекания электролиза растворов электролитов.

11. Особенность процессов, протекающих при электролизе растворов на растворимом аноде.

12. Составление схем электролиза (катодные и анодные процессы при нерастворимых и растворимых анодах).

13.Законы Фарадея, их использование для количественных расчётов.

Опыт 1. Определение ЭДС гальванического элемента

Измерение ЭДС гальванического элемента обычно проводят компенсационным методом. Он заключается в том, что в момент измерения разности потенциалов электродов ток, проходящий через элемент, близок к нулю. Для этого к исследуемому элементу подводят противо-ЭДС от внешнего источника.

Более простой, но менее точный метод измерения ЭДС заключается в прямом измерении напряжения на клеммах гальванического элемента с помощью вольтметра, имеющего высокое сопротивление. Вследствие высокого сопротивления величина силы тока, протекающего через элемент, незначительна, поэтому разница между ЭДС и напряжением элемента невелика.

Гальванические элементы собирают из двух металлических электродов, помещённых в два отдельных стакана, соединённых электролитическим ключом. Электролитический ключ представляет собой U-образную стеклянную трубку, заполненную насыщенным раствором хлорида калия (рис. 2).

Подготовьте две электродные системы, состоящие из металлов, погружённых в растворы собственных солей. Конкретные металлы выберите по указанию преподавателя. Сосуды для растворов предварительно вымойте водой, ополосните раствором соли соответствующего металла и залейте этот раствор на ⅔ их объёма. Металлические стержни или пластинки тщательно вычистите наждачной бумагой, промойте проточной водой под краном и погрузите в сосуды с раствором соли. Проследите, чтобы места спая металлической пластины с проводником не касались раствора.

Замкните цепь. Запишите показания вольтметра.

Запишите уравнения электродных и токообразующих реакций. По уравнению Нернста рассчитайте величины равновесных потенциалов электродов, использованных в элементе. Примите, что активность ионов равна концентрации. Рассчитайте ЭДС и сравните её с экспериментальным значением. Рассчитайте стандартную ЭДС элемента.

Опыт 2. Электролиз водного раствора сульфата натрия с нерастворимыми электродами

Для проведения опыта в U-образную трубку наливают раствор сульфата натрия. К раствору добавить фенолфталеин. В оба колена поместите электроды. Соедините электроды с источником постоянного тока (источником тока может быть гальванический элемент, изучаемый в опыте 1).

Наблюдайте изменение окраски индикатора.

В отчёте напишите схему электролиза раствора сульфата натрия. Объясните цвет индикатора.

ТАБЛИЦА ВАРИАНТОВ КОНТРОЛЬНОЙ РАБОТЫ

Номер варианта	Номера задач, относящихся к данному варианту

Приложение 1

Стандартные энтальпии образования (DН⁰₂₉₈), абсолютные энтропии (S⁰₂₉₈) и энергии Гиббса образования (DG⁰₂₉₈) некоторых веществ.

Вещество	DН^0298, кДж/моль	S^0298, Дж/моль∙К	DG^0298, кДж/моль
Аl2О3(К)	—1669,80	50,90	—1580,0
ВаО(К)	—558,1	70,3	—528,40
ВаСО3(К)	—1218,8	112,1	—1138,80
ВеО(К)	—610,9	14,10	—581,61
ВеСО3(К)	—982	67,29	—944,75
В2О3(К)	—1254	80,8	—1193,7
В2Н6(Г)	38,5	232,0	89,6
С(АЛМАЗ)	1,83	2,36	2,83
С(ГРАФИТ)		5,69
СН4(Г)	—74,85	186,19	—50,79
С2Н2(Г)	226,80	200,82	209,20
С2Н4(Г)	52,26	219,45	68,10
С2Н6(Г)	—84,67	229,50	—32,90
С6Н6(Ж)	49,0	172,8	124,5
СН3ОН(Г)	—201,17	237,7	—161,88
СН3ОН(Ж)	—238,6	126,80	—166,1
С2Н5ОН(Ж)	—277,60	160,70	—174,80
Н2СО(Г)	—115,90	220,1	—110,0
СО(Г)	—110,5	197,91	—137,27
СО2(Г)	—393,51	213,65	—394,38
СаО(К)	—635,6	38,10	—604,20
Са(ОН)2(К)	—986,50	76,1	—896,96
СаСО3(К)	—1206,87	92,8	—1128,75
СаС2(К)	—62,8	70,0	—67,8
Сl2(Г)		222,95
Сu(К)		33,32
СuО(К)	—155,2	43,52	—127,2
F2(Г)		202,9
Fе(К)		27,2
FеО(К)	—266,52		—244,3
Fе2О3(К)	—822,2	89,96	—740,3
Fе3О4(К)	—1117,1	146,4	—1014,2
Н2(Г)		130,59
НF(Г)	—268,6	173,52	—270,7

Вещество	DН^0298, кДж/моль	S^0298, Дж/моль∙К	DG^0298, кДж/моль
НСl(Г)	—92,31	186,68	—95,26
Н2О(Г)	—241,83	188,72	—228,59
Н2О(Ж)	—285,84	69,94	—237,19
Н2S(Г)	—20,15	205,64	—33,02
NаF(К)	—573,6	51,3	—543,3
NаСl(К)	—411,1	72,12	—384,03
N2(Г)		191,49
NН3(Г)	—46,19	192,50	—16,64
NН4Сl(К)	—315,39	94,5	—203,88
NН4NО3(К)	—365,4	151,0	—183,8
N2О(Г)	81,6	219,9	104,2
NО(Г)	90,37	210,20	86,69
NО2(Г)	33,85	240,46	51,84
N2О4(Г)	9,66	304,3	98,29
О2(Г)		205,03
Рb(К)		64,8
РbО(К)	—219,3	66,2	—189,1
РbО2(К)	—276,6	74,89	—219,0
РСl3(Г)	—306,35	311,66	—286,27
РСl5(Г)	—398,94	352,71	—324,63
S(РОМБ)		31,90
S(МОНОКЛ)	0,38	32,6	0,188
SО2(Г)	—296,9	248,1	—300,2
Sn(К)		51,6
SnО(К)	—286,0	56,5	—256,9
SnО2(К)	—580,8	52,3	—519,9
Тi(К)		30,7
ТiО2(К)	—943,9	50,3	—888,6
W		32,7
WО3(К)	—842,70	75,90	—763,80
Zn(К)		41,63
ZnО(К)	—350,6	43,64	—318,2

Приложение 2

Криоскопические (К) и эбуллиоскопические (Э) постоянные некоторых растворителей

растворитель	К	Э
Вода	1,86	0,52
Бензол	5,10	2,57
Эфир		2,16

Приложение 3

Константы диссоциации некоторых слабых электролитов в водных растворах (при 298К).

Электролит	Уравнение диссоциации	КД
Угольная кислота	Н2СО3↔Н^++НСО3^- НСО3^-↔Н^++СО3^2-	4,3∙10^-7 5,6∙10^-11
Сернистая кислота	H2SO3↔H^++HSO3^- HSO3^-↔H^++SO3^2-	1,3∙10^-2 5,0∙10^-6
Синильная кислота	HCN↔H^++CN^-	7,2∙10^-10
Хлорноватистая кислота	HClO↔H^++ClO^-	5∙10^-7
Уксусная кислота	СН3СООН↔Н^++СН3СОО^-	1,8∙10^-5
Гидроксид цинка	Zn(OH)2↔ZnOH^++H^+ ZnOH^+↔Zn^2++OH^-	5,0∙10^-5 1,5∙10^-9
Гидроксид железа (II)	Fe(OH)2↔FeOH^++OH^- FeOH^+↔Fe^2++OH^-	1,3∙10^-4
Гидроксид железа (III)	Fe(OH)3↔Fe(OH)2^++OH^- Fe(OH)2^+↔FeOH^2++OH^- FeOH^2+↔Fe^3++OH^-	1,82∙10^-11 1,35∙10^-12
Гидроксид магния	Mg(OH)2↔MgOH^++OH^- MgOH^+↔Mg^2++OH^-	2,63∙10^-3
Гидроксид олова (II)	Sn(OH)2↔SnOH^++OH^- SnOH^+↔Sn^2++OH^-	1,17∙10^-12
Гидроксид олова (IV)	Sn(OH)4↔Sn(OH)3^++OH^- Sn(OH)3^+↔Sn(OH)2^2++OH^- Sn(OH)2^+↔Sn(OH)^3++OH^- Sn(OH)^3+↔Sn^4++OH^-	1,2∙10^-15

Приложение 4

Ряд стандартных электродных потенциалов металлов (при 25⁰С).

Уравнение электродного процесса	Е0, В	Уравнение электродного процесса	E0, B
Li^+ + ē = Li	-3,04	Co^2++ 2 ē = Co	-0,28
Rb^+ + ē = Rb	-2,93	Ni^2+ + 2 ē = Ni	-0,25
K^+ + ē = K	-2,92	Sn^2+ + 2 ē = Sn	-0,14
Ca^2+ + 2 ē = Ca	-2,84	Pb^2+ + 2 ē = Pb	-0,13
Na^+ + ē = Na	-2,71	Fe^3+ + 3 ē = Fe	-0,04
Mg^2+ + 2 ē = Mg	-2,38	2H^+ + 2 ē = H2
Al^3+ + 3 ē = Al	-1,66	Bi^3+ + 3 ē = Bi	0,21
Ti^2++ 2 ē = Ti	-1,63	Cu^2++ 2 ē = Cu	0,34
Mn^2+ + 2 ē = Mn	-1,18	Cu^+ + ē = Cu	0,52
Cr^2+ + 2 ē = Cr	-0,91	Hg2^2+ + 2 ē = 2Hg	0,79
Zn^2+ + 2 ē = Zn	-0,76	Ag^+ + ē = Ag	0,80
Cr^3+ + 3 ē = Cr	-0,74	Hg^2+ + 2 ē = Hg	0,85
Fe^2+ + 2 ē = Fe	-0,44	Pt^2+ + 2 ē = Pt	1,19
Cd^2+ + 2 ē = Cd	-0,40	Au^3+ + 3 ē = Au	1,50

Дата добавления: 2014-11-06