Химические методы получения гидрофобных золей

Эти методы основываются на реакциях обмена, гидролиза, окисления – восстановления, а также применения пептизации. Метод ионного обмена мы рассмотрели выше в разделе «строение коллоидной частицы».

Рассмотрим образование гидрофобного золя на основе ОВР:

2H₂S + O₂ → 2S + 2H₂O.

Строение мицеллы с учетом того, что сероводородная кислота, являясь слабым электролитом, диссоциирует только по первой ступени:

{ m [S] × n HS^– × (n – x)H ⁺} ^{х –}× x H⁺.

Метод пептизации

Пептизация – это процесс перевода свежеприготовленного осадка в коллоидно-дисперсное состояние. Пептизация бывает двух видов: непосредственная и посредственная.

Непосредственной называется такая пептизация, при которой осадок и пептизатор имеют общий ион.

Осадок CuS можно пептизировать с помощью ионов меди или серы (Cu²⁺; S^2–). Если пептизатор Na₂S, то: { m [CuS] × n S^2–×2(n–x)Na⁺}^{2 x –}×2 x Na⁺.

Посредственной называется такая пептизация, при которой пептизатор образуется в ходе реакции образования золя. Например, если к свежеприготовленному осадку добавить небольшое количество HCl:

Fe(OH)₃ ↓+ HCl → Fe(OH)₂Cl + H₂O

Fe(OH)₂Cl → FeOCl + H₂O

FeOCl → FeO⁺ + Cl^–

{ m [Fe(OH)₃] × n FeO⁺ ×(n – x) Cl^–} ^{x +}× x Cl^–

Разрушение гидрофобных золей

Разрушения гидрофобных золей можно достигнуть добавлением к раствору индифферентного электролита (избирательно не адсорбирующегося на поверхности агрегата). Разрушающими будут являться те ионы электролита, которые имеют одинаковый заряд с зарядом диффузионного слоя или противоположный заряд с зарядом гранулы. Согласно правилу Шульце–Гарди:

Коагулирующим действием обладает тот ион электролита, который имеет заряд, противоположный заряду гранулы; коагулирующее действие тем сильнее, чем выше заряд иона-коагулянта (правило значимости).

В рядах: Na⁺ Ca²⁺ Al³⁺ и Cl^- SO₄^2– PO₄³⁺

слева направо разрушающая сила ионов возрастает.

Разрушающее действие постороннего электролита заключается в том, что однозарядный ион вытесняет ПИ диффузионного слоя в адсорбционный слой, следовательно, уменьшается заряд диффузного слоя и уменьшается заряд гранулы.

В итоге уменьшается ζ-потенциал и мицеллы начинают терять свою защиту и слипаются. Когда слипание частиц достигает такого предела, что становится заметным помутнение раствора, соответствующая этому состоянию концентрация электролита носит название порог коагуляции (С_п).

Состояние, при котором ζ-потенциал становится равным нулю, т.е. гранула становится электронейтральной, называется изоэлектрическим состоянием. В изоэлектрическом состоянии коагуляция ускоряется и золь разрушается.

Обучающие задачи

Задача 1. Определите заряд гранулы и запишите строение мицеллы для уравнения AlCl₃ + 3NaOH → Al(OH)₃ + 3NaCl, в котором:

а) избытком является AlCl₃; б) NaOH.

Решение: а) агрегат Al(OH)₃ в случае избытка AlCl₃ будет адсорбировать на своей поверхности ионы, способные достроить его кристаллическую решетку (правило Панета–Фаянса). такими ионами будут ионы Al³⁺, они же будут ПОИ и будут определять заряд гранулы. таким образом, гранула будет иметь положительный заряд. Строение мицеллы

{ m [ Al(OH)₃ ] n Al³⁺ 3(n – x)Cl^–}^{3 x +} 3 x Cl^–;

б) агрегат Al(OH)₃ в случае избытка NaOH будет адсорбировать на своей поверхности ионы, способные достроить его кристаллическую решетку. такими ионами будут ионы ОН^–. таким образом, гранула будет иметь отрицательный заряд. Строение мицеллы

{ m [ Al(OH)₃ ] n OH^– (n – x)Na⁺}^{– х} х Na⁺.

Задача 2. Определите, добавление какого из перечисленных электролитов NaCl, Na₂SO₄, CaCl₂, AlCl₃, K[Fe(CN)₆] быстрее всего приведет к разрушению золя { m [BaSO₄]∙ n SO₄^2– ∙2(n – x)Na⁺}^{2 x–} 2 x Na⁺.

Решение. Так как гранула заряжена отрицательно, то ион электролита, вызывающий коагуляцию, должен быть заряжен положительно. Из положительно заряженных ионов электролитов NaCl, Na₂SO₄, CaCl₂, AlCl₃, K[Fe(CN)₆] находим тот, у которого заряд будет выше (Na⁺, K⁺, Ca²⁺, Al³⁺). им является Al³⁺. Таким образом, электролит AlCl₃ имеет наименьший порог коагуляции и быстрее всего приведет к разрушению данного золя.

Вопросы для самоконтроля

1. Каково строение мицеллы? Что такое гранула, ПОИ, ПИ?

2. Чем определяются j- и z-потенциалы?

3. Какие коллоидные системы называют золями?

4. Основные методы получения гидрофобных золей.

5. Основные способы разрушения гидрофобных золей.

6. Что такое порог коагуляции?

8.4. Домашнее задание № 8

Задание 1. Для уравнения реакции (см. свой вариант в табл. 21) запишите строение мицеллы, гранула которой будет двигаться к катоду (четные варианты) или к аноду (нечетные варианты), укажите агрегат, ядро, адсорбционный и диффузный слои, ПОИ, ПИ.

Задание 2. Для мицеллы из задания 1 предложите электролит, который вызовет коагуляцию золя, запишите строение мицеллы (ваш вариант) в изоэлектрической точке.

Задание 3. Опишите сущность электрокинетических процессов I рода (нечетные варианты) и II рода (четные варианты).

Таблица 21

Номер варианта	Уравнение реакции	Номер варианта	Уравнение реакции
	MnCl2+K2S= MnS +2KCl		2H3AsO3+3H2S= As2S3 +6H2O
	BaCl2+Na2SO4= BaSO4 +2NaCl		2H2S+SO2= 3S +2H2O
	2AgNO3+H2SO3= Ag2SO3 +2HNO3		3Ca(NO3)2+2K3AsO4= Ca3(AsO4)2 +6KNO3
	K2C2O4+2HgNO3= Hg2C2O4 +2KNO3		FeCl3+Na3AsO4= FeAsO4 +3NaCl
	2H2S+O2=2H2O+ 2S		Ba(NO3)2+K2SO3= BaSO3 +2KNO3
	3CuCl2+2H3PO4= Cu3(PO4) 2+6HCl		2NaBr+Pb(NO3)2= PbBr2 +2NaNO3
	Pb(NO3)2+H2C2O4= PbC2O4 +2HNO3		CaCl2+Na2C2O4= Ca2C2O4 +2NaCl
	H2SO4+Na2S2O3= S +Na2SO4+H2O+SO2		2AgNO3+K2SO4= Ag2SO4 +2KNO3

Окончание табл. 21

	AlCl3+H3AsO4= AlAsO4 +3HCl		3CoCl2+Na3AsO4= Co3(AsO4)2 +6NaCl
	Ca(OH)2+H2CrO4= CaCrO4 +2H2O		CuCl2+K2C2O4= CuC2O4 +2KCl
	3AgNO3+K3PO4= Ag3PO4 +3KNO3		2HgNO3+H2SO4= Hg2SO4 +2HNO3
	K2CrO4+Pb(NO3)2= PbCrO4 +2KNO3		Pb(NO3)2+K2SO4= PbSO4 +2KNO3
	3CuCl2+2Na3PO4= Cu3(PO4) 2+6NaCl		H3PO4+3AgNO3= Ag3PO4 +3HNO3

 

Лабораторная работа № 9

ПОЛУЧЕНИЕ КОЛЛОИДНЫХ РАСТВОРОВ

Цель работы. изучение способов получения коллоидных растворов конденсационными и дисперсионными методами.

Опыт 1. Получение эмульсии масла

Выполнение опыта. В пробирку налейте 3 мл дистиллированной воды, добавьте 2 капли растительного масла и, закрыв пробирку, энергично встряхивайте. Получившаяся эмульсия неустойчива, для ее стабилизации добавьте несколько капель 1%-го раствора стабилизатора: 1) NaOH, 2) Na₂CO₃, 3) раствора мыла.

Задание. Напишите строение мицеллы. В выводе объясните, почему устойчивость эмульсии возрастает в присутствии стабилизатора.

Опыт 2. Получение различных золей берлинской лазури Fe₄[Fe(CN)₆]

Выполнение опыта. а) В пробирку поместите 1 мл 0,1%-го раствора K₄[Fe(CN)₆], затем при взбалтывании добавьте 3 – 4 капли 2%-го раствора FeCl₃ (получается темно-синий золь).

б) В пробирку поместите 1 мл 2%-го раствора FeCl₃, а затем прибавьте при взбалтывании 2 – 3 капли 0,1%-го раствора K₄[Fe(CN)₆] (получается золь зеленого цвета).

Задание. Для синего и зеленого золей берлинской лазури напишите формулы мицелл с (+) и (–) гранулами. В выводе объясните, чем определяется заряд гранулы.

Опыт 3. Получение золя железосинеродистой меди Cu₂[Fe(CN)₆]

Выполнение опыта. В пробирку поместите 1 мл 0,1%-го раствора K₄[Fe(CN)₆], затем добавьте 0,5 мл 1%-го раствора сульфата меди. Получите золь красно-коричневого цвета.

Задание. Напишите строение мицеллы.

Опыт 4. Получение золя MnO₂

Выполнение опыта. К 5 каплям 0,5%-го раствора Н₂О₂ прибавьте
5 капель 0,2%-го раствора KMnO₄. Образуется прозрачный темно-коричневый золь оксида марганца. (Реакция проводится в нейтральной среде.)

Задание. Напишите формулу мицеллы.

Опыт 5. Получение золя гидроксида железа

Выполнение опыта. К 3 мл кипящей воды в пробирке быстро, но по каплям, прилить 10 капель 2%-го раствора FeCl₃. Образуется золь красно-бурого цвета.

Задание. Напишите формулу мицеллы золя гидроксида железа.

Опыт 6. Определение порога коагуляции

Выполнение опыта. Согласно правилу коагуляции следует подобрать из растворов (KCl, CaCl₂, AlCl₃, K₃[Fe(CN)₆], K₂SO₄) по три электролита с последовательно изменяющимся зарядом ионов, способных вызвать коагуляцию положительного или отрицательного золя. В качестве положительного золя возьмите золь гидроксида железа, отрицательного – золь железосинеродистой меди (полученные в опытах 3
и 5).

В три пробирки налейте по 1 мл исследуемого золя. В первую пробирку налейте из бюретки определенное количество электролита с одновалентным коагулирующим ионом до помутнения раствора, во вторую – с двухвалентным ионом, в третью – с трехвалентным ионом.

Порог коагуляции в ммоль на 1 литр золя рассчитайте:

C _порог. = 500 СХ, где С – молярная концентрация электролитов; Х – минимальное количество электролита, вызывающего коагуляцию золя.

Таблица 22

№ п/п	Электролит	С, моль/л	Ион-коагулянт	Объем электролита, мл	С порог, ммоль/л

Задание. Результаты внесите в две таблицы (табл. 22, отдельно для положительного золя и отдельно для отрицательного). Обоснуйте выбор электролитов. Сделайте вывод о зависимости С _порог от заряда коагулирующего иона.

Опыт 7. Взаимная коагуляция золей

Выполнение опыта. В пяти пробирках смешайте золи Fe(OH)₃ и Cu₂[Fe(CN)₆] в количествах, указанных в табл. 23. Через некоторое время запишите в таблицу степень коагуляции (полная, неполная и др.) и цвет жидкости над осадком. Если во всех пробирках жидкость над осадком окрашена в цвет одного из золей, то это указывает на избыточное количество этого золя. Разбавлением этого золя можно добиться при повторной постановке опыта полной взаимной коагуляции золей в одной из пробирок.

Таблица 23

Взаимная коагуляция	Соотношение объемов растворов золей, мл
Золь Fe(OH)3	4,5	4,0	2,5	1,0	0,5
Золь Сu2Fe(CN)6	0,5	1,0	2,5	4,0	4,5
Окраска жидкости над осадком

 

Задание. Заполните таблицу. Сделайте вывод о физической природе взаимной коагуляции золей.

Опыт 8. Очистка воды коагуляцией (опыт желательно поставить в начале лабораторной работы).

Выполнение опыта. В пять пробирок налейте по 10 мл мутной воды (0,1 г глины на 1 л воды) и в каждую пробирку добавьте различное количество золя гидроксида железа: 1, 2,4, 8, 16 капель. В шестую пробирку налейте 10 мл мутной воды для сравнения. Перемешайте. Результаты запишите в табл. 24 через 0,5 и 1 ч (оцените степень очистки воды от мути по 10-балльной шкале).

Таблица 24

Номер пробирки							сравнение
Мутная вода, мл
Золь Fe(OH)3, число капель
Результаты очистки (визуально) через 0,5 ч
Результаты очистки через 1 ч

Задание. Заполните таблицу. Запишите строение мицеллы глины, от которой необходимо было избавиться, и строение мицеллы гидроксида железа. Объясните эффект гетерокоагуляции.

9.ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ

Электрохимия – раздел химии, изучающий химические превращения на гетерогенной границе между электродами I и II рода с участием свободных электронов.

Проводником 1 рода являетсяметаллический провод или изделие, в котором существует электронная проводимость. Проводник 2 рода – этораствор сильного электролита, в котором реализуется ионная проводимость.

Электрохимические процессы – это процессы, протекающие на границе раздела электрод–электролит, т.е. в электрохимических системах.

Электрохимические системы – это системы, в которых энергия химических реакций превращается в электрическую энергию (гальванические элементы) или, напротив, накопление электрической энергии приводит к химической реакции (электролизеры).

 

 

 

ГАЛЬВАНИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ

Теоретическая часть

Устройства, которые применяют для непосредственного преобразования энергии химической реакции в электрическую энергию, называют химическими источниками электрической энергии, или гальваническими элементами (ГЭ).

Электроды

Электролитический ключ

Действие их основано на протекании окислительно-восстанови-тельной реакции. Если оба металла (электроды) в ГЭ соединены металлическим проводником (элек-тронная проводимость), то в результате электрической проводимости растворов электролитов (ионная проводимость) получается замкнутая электрическая цепь. Электроны будут перемещаться от металла с меньшим значением Е ⁰ (стандартный электродный потенциал) к металлу с большим значением Е ⁰ через внешний участок цепи, а в растворе электролитов катионы будут двигаться к металлу и разряжаться под действием имеющихся на нем электронов. Результатом этого процесса является возникновение электрического тока в цепи ГЭ.

В простейшем случае ГЭ Даниэля–Якоби состоит из двух стаканов с 1М растворами ZnSO₄ и CuSO₄. Растворы соединены U-образной стеклянной трубкой, заполненной агар-агаром и насыщенным раствором KCl (электролитический ключ). В раствор ZnSO₄ погружена цинковая пластина (Zn-электрод), а в раствор CuSO₄ – медная (Cu-элект-род). Электроды соединены металлическим проводником через вольтметр.

Схема записи гальванического элемента следующая (указана последовательная схема записи).

Анод слева (–) Zn(анодом является тот электрод, для которого алгебраическое значение стандартного электродного потенциала меньше и на котором происходит процесс окисления)

Межфазная граница (–)Zn│(вертикальная сплошная черта означает границу раздела твердой и жидкой фаз – место возникновения электродного потенциала)

Электролит анода (–)Zn│ ZnSO₄ (электролит, содержащий одноименные ионы погруженного в него электрода)

Электролитический ключ (–) Zn│ ZnSO₄ (служит для снятия диффузного потенциала, обусловленного скоростью диффузии ионов электролита)

Электролит катода (–) Zn│ ZnSO₄ CuSO₄

Межфазная граница (–) Zn│ ZnSO₄ CuSO₄ │

Катод справа (–) Zn│ ZnSO₄ CuSO₄ │Сu (+)

Полная запись медно-цинкового гальванического элемента Даниэля–Якоби:

(–) Zn│ ZnSO₄ CuSO₄ │Сu (+)

На электроде, стоящем слева, происходит процесс окисления (отдача электронов): (–) Zn⁰ – 2e → Zn⁺²

Освободившиеся электроны с анода переходят на катод, а ионы Zn²⁺ переходят в раствор. Ионы меди из солевого раствора подходят к Cu-электроду и на нем восстанавливаются. Таким образом, на электроде, стоящем справа, протекает процесс восстановления (принятие электронов): (+) Cu⁺² + 2e → Cu⁰.

Избыток анионов из катодного солевого раствора в силу диффузии по электролитическому ключу переходит в катодный раствор, замыкая цепь. В цепи ГЭ возникает электроток, который регистрируется вольтметром. Суммарная окислительно-восстановительная токообразующая реакция (ТОР)

Zn⁰ + Cu⁺² → Zn⁺² + Cu⁰

является причиной возникновения тока. Напряжение ГЭ или его электродвижущая сила (ЭДС) представляет собой разность электродных потенциалов катода и анода: ЭДС = Е _катод – Е _анод.

При погружении металла в раствор, содержащий одноименные ионы, в системе возможно установление равновесия: Ме ↔ Ме ^{n +} + n e. При равновесии скорость растворения металла равна скорости разряда его ионов. Потенциал, устанавливающийся на электроде при равновесии, называется равновесным потенциалом металла.

Нернст предложил уравнение для расчета величины равновесного потенциала металла:

,

где Е ⁰ – стандартный электродный потенциал металла; R – универсальная газовая постоянная 8,3144 Дж/(моль ∙ К); Т – абсолютная температура, К; F – число Фарадея, F = 96500 Кл; n – число электронов, участвующих в электродной реакции; а – активность ионов металла в растворе электролита, моль/л.

При переходе от натурального логарифма к десятичному, а также с учетом значения T = 298 К и соответствующих значений R и F получаем выражение для расчета электродного потенциала:

.

Обучающие задачи

Задача 1. Напишите уравнения электродных и суммарной реакций, протекающих в гальваническом элементе, схема которого: (–)Сd│ CdSO₄ PbSO₄ │Pb(+).

Рассчитайте изменение энергии Гиббса суммарной реакции ГЭ при стандартных условиях ∆G⁰ (298 К) и напряжение ГЭ.

Решение

1. Стандартный электродный потенциал кадмия ( = –0,4 В) меньше, чем потенциал свинца ( = –0,13 В), поэтому кадмиевый электрод является анодом и записывается слева, а свинцовый будет катодом, электродом, стоящим справа:

(–) Сd⁰ – 2e → Cd²⁺,

(+) Pb²⁺ + 2e → Pb⁰.

2. Запишем суммарную токообразующую реакцию:

Сd⁰ + Pb²⁺ → Cd²⁺ + Pb⁰.

3. Рассчитаем изменение энергии Гиббса процесса:

∆ _r G⁰ = ∑∆ _f G_{продуктов} – ∑∆ _f G_{исходн. веществ} = ∆ _f G _Cd²⁺ – ∆ _f G _Pb²⁺ =

= –77,74 – (–24,3) = –53,44 кДж/моль.

Учитываем, что ∆ _f G_Cd⁰ = ∆ _f G_Pb⁰ = 0, и стандартные значения энергии Гиббса ионов (приложение 4).

4. Рассчитаем напряжение ГЭ по уравнению:

,

где n – число электронов участвующих в реакции; F = 96500 Кл/моль; ∆ _r G⁰ = –53440 кДж/моль. Тогда .

Напряжение ГЭ можно рассчитать также как разницу между электродными потенциалами правого и левого электродов:

Е ⁰_ГЭ = Е ⁰_к – Е ⁰_а , Е = –0,13 В – (–0,40 В) = 0,27 В.

Задача 2. Рассчитайте напряжение ГЭ, состоящего из никелевого и кадмиевого электродов, если активности ионов в растворах соответственно равны 0,001М и 0,1М. Напишите уравнения электродных реакций.

Решение

1. Стандартный электродный потенциал кадмия ( = –0,4 В) меньше, чем потенциал никеля ( = –0,25 В), поэтому кадмиевый электрод является анодом и будет расположен слева, а никелевый – катодом и располагается справа:

(–) Сd⁰ – 2e → Cd²⁺,

(+) Ni²⁺ + 2e → Ni⁰.

2. Рассчитаем величины электродных потенциалов по уравнению Нернста:

Е _Ni = –0,25 + (0,0059/2)lg 0,001 = –0,25 + (0,0059/2)(–3) = –0,34 B.

E _Cd = –0,4 + (0,0059/2)lg 0,1 = –0,4 + (0,0059/2)(–1) = –0,4 B.

Е _ГЭ = Е _к – Е _а = –0,34 – (–0,4) = 0,06 B.

Задача 3. Стандартный электродный потенциал никеля больше, чем кобальта. Изменится ли это соотношение, если измерить потенциал никеля в растворе его ионов с активностью 0,001 моль/л, а потенциал кобальта – в растворе с активностью 0,1 моль/л?

Решение. Электродный потенциал металла (Е ⁰) зависит от концентрации его ионов в растворе. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:

,

, . Определим электродные потенциалы этих металлов при данных в условии активностях:

,

.

Следовательно, при изменении условий электродный потенциал кобальта стал больше электродного потенциала никеля.

Вопросы для самоконтроля

1. Какое устройство называют гальваническим элементом и из чего оно состоит?

2. От каких параметров зависит напряжение гальванического элемента?

3. Как из пары электродов определить, какой будет в ГЭ являться анодом (катодом)?

4. Какие процессы протекают на аноде и на катоде?

9.1.4. Домашнее задание № 9

Задание 1. Составьте схемы двух гальванических элементов, в одной из которых электрод (см. свой вариант в табл. 25) является катодом, а в другой – анодом. Напишите для каждого ГЭ электродные и суммарные токообразующие реакции (ТОР). Рассчитайте при 298 К изменение энергии Гиббса суммарной реакции элементов Δ _r ⁰G и стандартные ЭДС элементов.

Задание 2. Для металлического электрода (из задания 1), погруженного в раствор с концентрацией ионов (см. свой вариант в табл. 25, задание 2), рассчитайте равновесный электродный потенциал Ме. Составьте схему ГЭ, если вторым электродом гальванопары является стандартный водородный электрод. Напишите уравнения электродных реакций и суммарной реакции ГЭ (ТОР). Рассчитайте напряжение ГЭ и сравните с напряжением в стандартных условиях.

Таблица 25

Номер варианта	Задание 1 электрод	Задание 2 , моль/л	Номер варианта	Задание 1 электрод	Задание 2 , моль/л
	Ni	0,01		Mg	0,05
	Pb	0,02		Co	0,001
	Fe	0,10		Ti	0,03
	Cd	0,04		Fe	0,01
	Mn	0,15		Cr	0,04
	Al	0,03		Sn	0,07
	Pb	0,001		Al	0,05
	V	0,05		Zn	0,4
	Cr	0,07		Be	0,10
	Zn	0,025		Pt	0,03
	Ag	0,1		Mn	0,15
	Al	0,02		Cu	0,06
	Pd	0,06		Cr	0,01

 

Лабораторная работа № 10

ГАЛЬВАНИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ

Цель работы. Изучить устройство и процессы, протекающие в работающем гальваническом элементе, а также влияние концентраций растворов электролитов на напряжение гальванического элемента.

Опыт 1. Гальванический элемент Даниэля–Якоби

Выполнение опыта. В химические стаканы на 200 мл налейте по 1/2 объема 1М растворы ZnSO₄ и CuSO₄. В раствор ZnSO₄ погрузите предварительно зачищенный с помощью наждачной бумаги цинковый электрод, а в раствор CuSO₄ – медный. Растворы соедините электролитическим ключом, а электроды подключите к клеммам вольтметра, соблюдая полюсность. Измерьте напряжение элемента с помощью вольтметра.

Задание. Сделайте рисунок ГЭ в отчете и запишите его электрохимическую схему. Напишите уравнения реакций на катоде и аноде и суммарное уравнение реакции. Вычислите теоретическое значение напряжения и рассчитайте погрешность измерения ЭДС. В выводе дайте определение понятию «гальванический элемент».

Опыт 2. Влияние концентрации раствора электролита на напряжение гальванического элемента

Выполнение опыта. Соберите медно-цинковый элемент по методике, описанной в предыдущем опыте. Налейте в стаканы ZnSO₄ и CuSO₄ заданной концентрации. Рассчитайте равновесные потенциалы электродов и ЭДС элемента. Активности ионов меди и цинка примите равными их концентрациям. Опыт проведите три раза, меняя концентрацию одного из растворов.

Таблица 26

Концентрация растворов, моль/л	Равновесные потенциалы электродов, мВ	ЭДС элемента, мВ	Напряжение элемента, мВ
CuSO4	ZnSO4

 

Задание. Определите напряжение ГЭ, как в опыте 1. Результаты расчета запишите в табл. 26.

По полученным данным постройте график зависимости ЭДС и напряжения от концентрации. Составьте схему ГЭ, уравнения электродных и токообразующей реакций. В выводе объясните влияние концентрации ионов металла на ЭДС и на напряжение элемента, а также на разность значений ЭДС и напряжений элемента.