Тема: Электрохимический ряд напряжений металлов

Цель работы: ознакомиться на опыте с зависимостью окислительно-восстановительных свойств металлов от их положения в электрохимическом ряду напряжений.

Оборудование и реактивы: пробирки, держатели для пробирок, спиртовка, фильтровальная бумага, пипетки, 2н. растворы HCl и H₂SO₄, концентрированная H₂SO₄, разбавленная и концентрированная HNO₃, 0,5М растворы CuSO₄, Pb(NO₃)₂ или Pb(CH₃COO)₂; кусочки металлических алюминия, цинка, железа, меди, олова, железные канцелярские скрепки, дистиллированная вода.

 

Теоретические пояснения

 

Химический характер какого-либо металла в значительной степени обусловлен тем, насколько он легко окисляется, т.е. насколько легко его атомы способны переходить в состояние положительных ионов.

Металлы, которые проявляют легкую способность окисляться, называются неблагородными. Металлы, которые окисляются с большим трудом, называются благородными.

Каждый металл характеризуется определенным значением стандартного электродного потенциала. За стандартный потенциал j⁰ данного металлического электрода принимается ЭДС гальванического элемента, составленного из стандартного водородного электрода, расположенного слева, и пластинки металла, помещенной в раствор соли этого металла, причем активность (в разбавленных растворах можно использовать концентрацию) катионов металла в растворе должна бать равна 1 моль/л; Т=298 К; р=1 атм. (стандартные условия). Если условия реакции отличны от стандартных, нужно учитывать зависимость электродных потенциалов от концентраций (точнее активностей) ионов металлов в растворе и температуры.

Зависимость электродных потенциалов от концентрации выражается уравнением Нернста, которое применительно к системе:

Meⁿ⁺+ n e^- → Me

Можно записать в следующем виде:

,

где - стандартный электродный потенциал, В;

R – газовая постоянная, ;

F – постоянная Фарадея (»96500 Кл/моль);

n – число электронов, участвующих в процессе;

а_Меⁿ⁺ - активность ионов металла в растворе, моль/л.

Принимая значение Т =298 К, получим

причем активность в разбавленных растворах можно заменить концентрацией ионов, выраженной в моль/л.

Располагая металлы в порядке возрастания величины их стандартных электродных потенциалов j⁰, отвечающих полуреакции восстановления, получают ряд напряжений металлов (ряд стандартных электродных потенциалов). В этот же ряд помещают стандартный электродный потенциал водорода, принимаемый за нуль, для системы, в которой протекает процесс:

2Н⁺+2е^- = Н₂

При этом, стандартные электродные потенциалы неблагородных металлов имеют отрицательное значение, а благородных – положительное.

 

Электрохимический ряд напряжений металлов

Li; K; Ba; Sr; Ca; Na; Mg; Al; Mn; Zn; Cr; Fe; Cd; Co; Ni; Sn; Pb; ( H); Sb; Bi; Cu; Hg; Ag; Pd; Pt; Au

 

Этот ряд характеризует окислительно-восстановительную способность системы «металл – ион металла» в водных растворах при стандартных условиях. Чем левее в ряду напряжений стоит металл (чем меньше его j⁰), тем более сильным восстановителем он является, и тем легче атомы металла отдают электроны, превращаясь в катионы, но катионы этого металла труднее присоединяют электроны, превращаясь в нейтральные атомы.

Окислительно-восстановительные реакции с участием металлов и их катионов идут в том направлении, при котором металл с меньшим электродным потенциалом является восстановителем (т.е. окисляется), а катионы металла с большим электродным потенциалом – окислителями (т.е. восстанавливаются). В связи с этим для электрохимического ряда напряжений металлов характерны следующие закономерности:

1. каждый металл вытесняет из раствора солей все другие металлы, стоящие правее его в электрохимическом ряду напряжений металлов.

2. все металлы, которые в электрохимическом ряду напряжений стоят левее водорода, вытесняют водород из разбавленных кислот.

Методика проведения опытов

 

Опыт 1: Взаимодействие металлов с соляной кислотой.

 

В четыре пробирки налить по 2 – 3 мл соляной кислоты и поместить в них по кусочку алюминия, цинка, железа и меди порознь. Какие из взятых металлов вытесняют водород из кислоты? Написать уравнения реакций.

 

Опыт 2: Взаимодействие металлов с серной кислотой.

 

В пробирку опустить кусочек железа и добавить 1 мл 2 н. серной кислоты. Что наблюдается? Повторить опыт с кусочком меди. Протекает ли реакция?

Проверить действие концентрированной серной кислоты на железо и медь. Объяснить наблюдения. Написать все уравнения реакций.

Опыт 3: Взаимодействие меди с азотной кислотой.

 

Положить в две пробирки по кусочку меди. В одну из них налить 2 мл разбавленной азотной кислоты, во вторую – концентрированной. При необходимости содержимое пробирок подогреть на спиртовке. Какой газ образуется в первой пробирке, а какой во второй? Записать уравнения реакций.

 

Опыт 4: Взаимодействие металлов с солями.

 

Налить в пробирку 2 – 3 мл раствора сульфата меди (II) и опустить кусочек железной проволоки. Что происходит? Повторить опыт, заменив железную проволоку кусочком цинка. Написать уравнения реакций. Налить в пробирку 2 мл раствора ацетата или нитрата свинца (II) и опустить кусочек цинка. Что происходит? Написать уравнение реакции. Указать окислитель и восстановитель. Будет ли протекать реакция, если цинк заменить медью? Дать объяснение.

 

11.3 Необходимый уровень подготовки студентов

1. Знать понятие стандартного электродного потенциала, иметь представление о его измерении.

2. Уметь использовать уравнение Нернста для определения электродного потенциала в условиях, отличных от стандартных.

3. Знать, что такое ряд напряжений металлов, что он характеризует.

4. Уметь использовать ряд напряжений металлов для определения направления окислительно-восстановительных реакций с участием металлов и их катионов, а также металлов и кислот.

 

Задания для самоконтроля

 

1. Какая масса технического железа, содержащего 18% примесей, требуется для вытеснения из раствора сульфата никеля (II) 7,42 г никеля?

2. В раствор нитрата серебра опущена медная пластинка массой 28 г. по окончании реакции пластинка была вынута, обмыта, высушена и взвешена. Масса ее оказалась 32,52 г. Какая масса нитрата серебра была в растворе?

3. Определите значение электродного потенциала меди, погруженной в 0,0005 М раствор нитрата меди (II).

4. Электродный потенциал цинка, погруженного в 0,2 М раствор ZnSO₄, равен 0,8 В. определите кажущуюся степень диссоциации ZnSO₄ в растворе указанной концентрации.

5. Вычислите потенциал водородного электрода, если концентрация ионов водорода в растворе (Н⁺) составляет 3,8•10^-3 моль/л.

6. Вычислите потенциал железного электрода, опущенного в раствор, содержащий 0,0699 г FeCI₂ в 0,5 л.

7. Что называют стандартным электродным потенциалом металла? Каким уравнением выражается зависимость электродных потенциалов от концентрации?

 

Лабораторная работа № 12

 

Тема:Гальванический элемент

 

Цель работы: ознакомление на опыте с принципами работы гальванического элемента, овладение методикой расчета ЭДС гальванических элементов.

 

Оборудование и реактивы: медная и цинковая пластины, присоединенные к проводникам, медная и цинковая пластины, соединенные проводниками с медными пластинами, наждачная бумага, вольтметр, 3 химических стакана на 200-250 мл, мерный цилиндр, штатив с закрепленной в нем U - образной трубкой, солевой мост, 0,1 М растворы сульфата меди, сульфата цинка, сульфата натрия, 0,1 % раствор фенолфталеина в 50% этиловом спирте.

 

Теоретические пояснения

 

Гальванический элемент – это химический источник тока, то есть устройство, вырабатывающее электрическую энергию в результате прямого преобразования химической энергии окислительно-восстановительной реакции.

Электрический ток (направленное движение заряженных частиц) передается по проводникам тока, которые подразделяются на проводники первого и второго рода.

Проводники первого рода проводят электрический ток своими электронами (электронные проводники). К ним относятся все металлы и их сплавы, графит, уголь, а также некоторые твердые оксиды. Удельная электропроводность этих проводников находится в пределах от 10² до 10⁶ Ом^-1• см^-1 (например, уголь – 200 Ом^-1• см^-1, серебро 6•10⁵ Ом^-1• см^-1).

Проводники второго рода проводят электрический ток своими ионами (ионные проводники). Они характеризуются низкой электропроводностью (например, Н₂О – 4•10^-8 Ом^-1• см^-1).

При сочетании проводников первого и второго рода образуется электрод. Это чаще всего металл, опущенный в раствор собственной соли.

При погружении металлической пластинки в воду атомы металла, находящиеся в его поверхностном слое, под действием полярных молекул воды гидратируются. В результате гидратации и теплового движения связь их с кристаллической решеткой ослабляется и некоторое количество атомов, переходит в виде гидратированных ионов в слой жидкости, прилегающий к поверхности металла. Металлическая пластинка заряжается при этом отрицательно:

Ме + m Н₂О = Меⁿ⁺ • n Н₂О + ne^-

 

Где Ме – атом металла; Меⁿ⁺ • n Н₂О – гидратированный ион металла; e^- – электрон, n – заряд иона металла.

Состояние равновесия зависит от активности металла и от концентрации его ионов в растворе. В случае активных металлов (Zn, Fe, Cd, Ni) взаимодействие с полярными молекулами воды заканчивается отрывом от поверхности положительных ионов металла и переходом гидратированных ионов в раствор (рис. 1 а). Этот процесс является окислительным. По мере увеличения концентрации катионов у поверхности возрастает скорость обратного процесса – восстановления ионов металла. В конечном итоге скорости обоих процессов выравниваются, устанавливается равновесие, при котором на границе раствор-металл возникает двойной электрический слой с определенным значением потенциала металла.

Zn Cu

‌‌

+ + + +

– – – –

‌

 

 

+ + – –

Zn⁰ + mH₂O → Zn²⁺•mH₂O+2e^- + + – – Cu²⁺ • nH₂O+2e^- → Cu⁰ + nH₂O

+ + – –

+ + + – – –

 

а б

Рис. 1. Схема возникновения электродного потенциала

 

При погружении металла не в воду, а в раствор соли этого металла равновесие смещается влево, то есть в сторону перехода ионов из раствора на поверхность металла. При этом устанавливается новое равновесие уже при другом значении потенциала металла.

Для неактивных металлов равновесная концентрация ионов металла в чистой воде очень мала. Если такой металл погрузить в раствор его соли, то катионы металла будут выделяться из раствора с большей скоростью, чем скорость перехода ионов из металла в раствор. В этом случае поверхность металла получит положительный заряд, а раствор – отрицательный из-за избытка анионов соли (рис. 1. б).

Таким образом, при погружении металла в воду или в раствор, содержащий ионы данного металла, на поверхности раздела фаз металл-раствор образуется двойной электрический слой, обладающий определенной разностью потенциалов. Потенциал электрода зависит от природы металла, концентрации его ионов в растворе и температуры.

Абсолютное значение электродного потенциала j отдельного электрода экспериментально определить нельзя. Однако можно измерить разность потенциалов двух химически различных электродов.

Условились принимать потенциал стандартного водородного электрода равным нулю. Стандартный водородный электрод представляет собой платиновую пластинку, покрытую губчатой платиной, погруженную в раствор кислоты с активностью ионов водорода, равной 1 моль/л. Электрод омывается газообразным водородом при давлении 1 атм. и температуре 298 К. При этом устанавливается равновесие:

2 Н⁺ + 2 е = Н₂

 

За стандартный потенциал j⁰ данного металлического электрода принимается ЭДС гальванического элемента, составленного из стандартного водородного электрода и пластинки металла, помещенной в раствор соли этого металла, причем активность (в разбавленных растворах можно использовать концентрацию) катионов металла в растворе должна быть равна 1 моль/л; Т=298 К; р=1 атм. (стандартные условия). Значение стандартного электродного потенциала всегда относят к полуреакции восстановления:

Meⁿ⁺+n e^- → Me

 

Располагая металлы в порядке возрастания величины их стандартных электродных потенциалов j⁰, отвечающих полуреакции восстановления, получают ряд напряжений металлов (ряд стандартных электродных потенциалов). В этот же ряд помещают стандартный электродный потенциал системы, принимаемый за нуль:

Н⁺+2е^- → Н₂

Зависимость электродного потенциала металла j от температуры и концентрации (активности) определяется уравнением Нернста, которое применительно к системе:

Meⁿ⁺+ n e^- → Me

Можно записать в следующем виде:

,

где - стандартный электродный потенциал, В;

R – газовая постоянная, ;

F – постоянная Фарадея (»96500 Кл/моль);

n – число электронов, участвующих в процессе;

а_Меⁿ⁺ - активность ионов металла в растворе, моль/л.

Принимая значение Т =298 К, получим

причем активность в разбавленных растворах можно заменить концентрацией ионов, выраженной в моль/л.

ЭДС любого гальванического элемента можно определить как разность электродных потенциалов катода и анода:

ЭДС = j_катода-j_анода

Отрицательный полюс элемента называют анодом, на нем идет процесс окисления:

Ме - ne^- → Meⁿ⁺

Положительный полюс называют катодом, на нем идет процесс восстановления:

Meⁿ⁺ + ne^- → Ме

Гальванический элемент можно записать схематично, при этом соблюдаются определенные правила:

1. Электрод слева должен быть записан в последовательности металл – ион. Электрод справа записывается в последовательности ион – металл. (-) Zn/Zn²⁺//Cu²⁺/Cu (+)

2. Реакция, протекающая на левом электроде, записывается как окислительная, а реакция на правом электроде – как восстановительная.

3. Если ЭДС элемента > 0, то работа гальванического элемента будет самопроизвольна. Если ЭДС < 0, то самопроизвольно будет работать обратный гальванический элемент.

 

Методика проведения опыта

 

Опыт 1: Составление медно-цинкового гальванического элемента

 

Получите у лаборанта необходимое оборудование и реактивы. В химический стакан объемом 200 мл налейте 100 мл 0,1 М раствора сульфата меди (II) и опустите в него медную пластинку, соединенную с проводником. Во второй стакан налейте такой же объем 0,1 М раствора сульфата цинка и опустите в него цинковую пластину, соединенную с проводником. Пластины должны быть предварительно зачищены наждачной бумагой. Получите у лаборанта солевой мост и соедините им два электролита. Солевой мост представляет собой наполненную гелем (агар-агаром) стеклянную трубку, оба конца которой закрыты ватным тампоном. Мост выдерживают в насыщенном водном растворе сульфата натрия, в результате чего происходит набухание геля, у него проявляется ионная проводимость.

С помощью преподавателя присоедините вольтметр к полюсам образовавшегося гальванического элемента и измерьте напряжение (если измерение проводить вольтметром с небольшим сопротивлением, то разница между величиной ЭДС и напряжения невелика). Используя уравнение Нернста, рассчитайте теоретическое значение ЭДС гальванического элемента. Напряжение меньше ЭДС гальванического элемента из-за поляризации электродов и омических потерь.

 

Опыт 2: Электролиз раствора сульфата натрия

 

В опыте за счет электрической энергии, вырабатываемой гальваническим элементом, предлагается провести электролиз сульфата натрия. Для этого в U - образную трубку налейте раствор сульфата натрия и в оба колена ее поместите медные пластины, зачищенные наждачной бумагой и соединенные с медным и цинковым электродами гальванического элемента, как это показано на рис. 2. В каждое колено U-образной трубки прибавьте по 2-3 капли фенолфталеина. Спустя некоторое время в катодном пространстве электролизера наблюдается окрашивание раствора в розовый цвет за счет образования щелочи при катодном восстановлении воды. Это свидетельствует о том, что гальванический элемент работает как источник тока.

Составьте уравнения процессов, протекающих на катоде и на аноде при электролизе водного раствора сульфата натрия.

 

(–) КАТОД АНОД (+)

 

 

Zn Cu

 

SO₄^2-

 

солевой мост

 

→ Zn²⁺ Cu²⁺ →

 

ZnSO₄ Cu SO₄

 

АНОД (-) КАТОД (+)

 

Zn – 2e^- → Zn²⁺ Сu²⁺ + 2e^- →Cu

окисление восстановление

 

 

12.3 Необходимый уровень подготовки студентов

 

1. Знать понятия: проводники первого и второго рода, диэлектрики, электрод, гальванический элемент, анод и катод гальванического элемента, электродный потенциал, стандартный электродный потенциал. ЭДС гальванического элемента.

2. Иметь представления о причинах возникновения электродных потенциалов и методах их измерения.

3. Иметь представления о принципах работы гальванического элемента.

4. Уметь использовать уравнение Нернста для расчета электродных потенциалов.

5. Уметь записывать схемы гальванических элементов, уметь вычислять ЭДС гальванических элементов.

 

Задания для самоконтроля

 

1. Охарактеризуйте проводники и диэлектрики.

2. Почему в гальваническом элементе анод имеет отрицательный заряд, а в электролизере положительный?

3. В чем различие и сходство катодов в электролизере и гальваническом элементе?

4. Магниевую пластинку опустили в раствор ее соли. При этом электродный потенциал магния оказался равен -2,41 В. Вычислите концентрацию ионов магния в моль/л. (4,17х10^-2).

5. При какой концентрации ионов Zn²⁺ (моль/л) потенциал цинкового электрода станет на 0,015 В меньше его стандартного электродного? (0,3 моль/л)

6. Никелевый и кобальтовый электроды опущены соответственно в растворы Ni(NO₃)₂ и Co(NO₃)₂. В каком соотношении должна быть концентрация ионов этих металлов, чтобы потенциалы обоих электродов были одинаковы? (C_Ni2+:C_Co2+ = 1:0,117).

7. При какой концентрации ионов Cu²⁺ в моль/л значение потенциала медного электрода становится равным стандартному потенциалу водородного электрода? (1,89x 10^-6 моль/л).

8. Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента состоящего из пластин кадмия и магния, опущенных в растворы своих солей с концентрацией [Mg²⁺]= [Cd²⁺]= 1.0 моль/л. Изменится ли величина ЭДС, если концентрацию каждого из ионов понизить до 0,01 моль/л? (2,244 В).

 

 

Лабораторная работа №13