ВЫПОЛНЕНИЯ ЛАБОРАТОРНЫХ РАБОТ

ЭКВИВАЛЕНТ И МОЛЯРНАЯ МАССА ЭКВИВАЛЕНТА

Цель работы: ознакомление с понятием эквивалента вещества и методикой расчета, связанной с законом эквивалентов.

Эквивалент – это реальная или условная частица вещества, которая соответствует одному, иону водорода в кислотно-основных или ионообменных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях.

Эквивалент – величина безразмерная, эквиваленты элементов и их соединений могу; быть переменными величинами и поэтому для правильного определения эквивалента надо исходить из конкретной реакции, в которой участвует данное вещество.

Например, при диссоциации уксусной кислоты:

СН₃СООН Û СНзСОО^- + Н⁺

один ион водорода образуется из одной молекулы уксусной кислоты.

Следовательно, эквивалентом кислоты является молекула этой кислоты, что записывается следующим образом:

Э_(СН _СООН) = СН₃СООН

Для ионообменной реакции 2КОН + Н₂SО₄ = К₂SO₄+ 2Н₂O

одному иону водорода соответствует один моль КОН и один моль H₂O.

Следовательно, Э_(КОН) = КОН и Э(Н₂О) = Н₂О.

Давление насыщенного пара.

Определив объем водорода при н.у., вычисляют массу 1 моля эквивалента металла:

m г металла вытесняют V₀ мл водорода

х г металла вытесняют 11200мл. водорода

Выполнение опыта

Получите навеску металла у лаборанта. В пробирку налейте соляной кислоты (на одну четверть пробирки); поддерживая пробирку в наклонном положении, поместите навеску металла (не опуская в кислоту) на стенку у отверстия пробирки и закройте пробирку пробкой с отводной трубкой от бюретки.

Проверьте герметичность прибора. Для этого, не трогая бюретку с пробиркой, переместите другую бюретку вместе с лапкой штатива так, чтобы уровень воды в ней стал на 5-10 см выше, чем в первой бюретке. Если разница в уровнях не изменяется, прибор исправен, " держит"; если уровни в бюретках выравниваются, прибор негерметичен, пропускает воздух, о чем следует заявить лаборанту.

Приведите воду в бюретках к одному уровню и отметьте уровень воды в открытой бюретке. Наблюдение производить по нижнему мениску жидкости с точностью до 0, 1.

Стряхните металл в кислоту (смойте его кислотой). Наблюдайте выделение водорода и вытеснение воды из бюретки.

По окончании реакции дайте пробирке охладиться на воздухе, после чего снова приведите воду н бюретках к одному уровню. Запишите новый уровень воды в бюретке. По парности уровней воды до и после реакции рассчитайте объем выделившегося водорода.

По данным опыта определите молярную массу эквивалента металла. Сравнивая ее с теоретическим значением молярной массы эквивалента металла (Mg. Al, Zn) определите какой металл был взят для реакции.

Запишите в журнал:

1.навеску металла, г;

2…...уровень воды в бюретке до реакции, мл;

3.yровень воды в бюретке после реакции, мл;

4.температура, К;

5.атмосферное давление, кПа (мм рт. ст.);

6.давление насыщенного водяного пара, кПа (мм рт. ст.);

7.давление водорода, кПа (мм рт. ст.).

По полученным данным рассчитайте:

1.объем выделившегося водорода;

2.объем водорода при нормальных условиях;

3.теоретическую молярную массу эквивалента Mg, Al, Zn;

4.опытную молярную массу эквивалента металла;

5.ошибки опыта:

а) абсолютную Dе=Мэ(теор) - М_Э(опытн)

б) относительную , %

Запишите уравнение реакции взаимодействия металла с соляной кислотой.

Опыт 2. Определение молярной массы эквивалента вещества в реакциях обмена

Метод основан на реакции нейтрализации кислоты щелочью.

В бюретку налейте раствор щелочи известной нормальной концентрации и приведите бюретку в рабочее положение.

Пипеткой отберите раствор неизвестной кислоты с указанной концентрацией (титр мг/см³) и перенесите его в коническую колбу. Добавьте 1 – 2 капли раствора индикатора-фенолфталеина.

Выполнение опыта

Оттитруйте раствор кислоты раствором щелочи до появления розовой окраски. Титрование повторите. Результаты не должны отличаться более чем на 0, 1 мл.

Запишите в журнал:

1.нормальность и объем щелочи;

2.объем кислоты, израсходованной на титрование.

По полученным данным рассчитайте:

1.нормальность раствора кислоты (по закону эквивалентов N₁V₁ = N₂V₂);

2.М_э кислоты (по нормальности и титру);

3.определите, какая кислота была взята для опыта;

4.рассчитайте абсолютную и относительную ошибки опыта.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 3

ИЗМЕРЕНИЕ ТЕПЛОВЫХ ЭФФЕКТОВ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ И РАСЧЕТ

ЭНЕРГИИ ГИББСА ПРОЦЕССОВ

Цель работы: выполнение калориметрических измерений и термодинамических расчетов, связанных с энергетикой химических реакций.

В любом процессе соблюдается закон сохранения энергии: теплота, подведенная к системе, расходуется на увеличение ее внутренней энергии U и на совершение системой работы А над внешней средой (первый закон термодинамики):

q=DU + A

Если химическая реакция протекает в открытом сосуде при постоянной температуре (р, T=const) и единственным видом совершаемой работы является работа расширения (А=р DV), то тепловой эффект этой реакции равен изменению энтальпии системы:

q_P_,_T = DU +рDV = DH,

где: H=U+pV

При Н > 0 (когда теплота подводится к системе из окружающей среды и q < 0) реакцию называют эндотермической. При Н < 0 (когда теплота выделяется в окружающую среду и q > 0) реакцию называют экзотермической.

Если в уравнении химической реакции указан ее тепловой эффект, уравнение называют термохимическим. Например,

N_2(г) + ЗН_2(г) = 2NH_3(г), DН°₂₉₈ = - 92, 4 кДж

При записи.термохимческих уравнений указывают:

а) агрегатные состояния или аллотропные модификации веществ;

б) условия протекания процесса (DН°₂₉₈ – стандартный тепловой эффект реакции при 298 К).

Тепловой эффект химической реакции зависит от количества реагирующих и получающихся веществ. Так, например, при нейтрализации в водном растворе 0, 1 моль NaOH избытком соляной кислоты выделяется 5, 7 кДж теплоты, а при нейтрализации 10 моль NaOH – 570 кДж.

Возможность и пределы самопроизвольного протекания реакции при p, T = const определяют с учетом энергии Гиббса G = H – TS, где Н – энтальпия, S – энтропия, Т – температура.

Изменение энергии Гиббса в ходе химической реакции DG называют энергией Гиббса химической реакции. В тех случаях, когда DG < 0 реакция протекает самопроизвольно. Пределом самопроизвольного течения реакции является условие DG = 0.

Величины DН, DS и DG вычисляют на основании следствий из закона Гесса. Изменение энтропии DS, энергии Гиббса химической реакции DG так же, как тепловой эффект реакции DН, зависят от количества веществ в системе.

Опыт 1. Определение теплоты нейтрализации сильной кислоты сильным гидроксидом и расчет энергии Гиббса

Для измерения тепловых эффектов реакций калориметры или калориметрические установки (рис. 1). В наружный сосуд (стакан на 0, 8 л) вставляется калориметрический стакан меньшей вместимостью (0, 5 л). во избежании потерь теплоты через стенки стакана между сосудами располагают пробковые прокладки. Калориметрический стакан закрывают деревянной крышкой с отверстиями для термометра (цена деления 0, 1 К), мешалки и воронки. Мешалку присоединяют к электромотору или приводят в движение вручную. Теплоту, выделяющуюся или поглощающуюся в калориметре вычисляют по формуле q = S c(T₂ – Т₁), где Т₂ и t₁ - конечная и начальная температура жидкости в калориметрическом стакане; Sс - теплоемкость системы, равная c₁m₁ + с₂m₂ (m₁ и m₂ – массы калориметрического стакана и жидкости в стакане; с₁ и с₂ - удельные теплоемкости стекла и жидкости).

Согласно теории электролитической диссоциации нейтрализации сильной кислоты сильным основанием в разбавленном растворе отвечает уравнению Н ⁺ + ОН ^- = Н₂О. Стандартная теплота нейтрализации сильной кислоты сильным основанием равна при 298 К – 55, 9 кДж на один моль образующейся воды.

Энтропия системы рассматривается в термодинамике как мера неупорядоченности системы.

Данные опыта сведите в таблицу:

По полученным данным определите:

1.Разницу температур (Т₂ – Т₁);

2.Массу жидкости (m₂) в калориметрическом стакане (при расчете считать плотность жидкости равной единице);

3.Теплоемкость системы (при расчете считать удельную теплоемкость стекла с₁ = 0, 75´ 10³ Дж/(кг´ К), а удельную теплоемкость раствора с₂ = 4, 18´ 10³ Дж/(кг´ К);

4.Количество теплоты q, выделившейся при реакции;

5.Число молей нейтрализованной кислоты (щелочи) или число молей полученной воды (n ), учитывая заданную молярную концентрацию и объем раствора;

6.Теплоту нейтрализации DН (кДж/моль Н₂О);

7.Сравните полученную теплоту нейтрализации с теоретической и рассчитайте абсолютную и относительную ошибку опыта;

8.Запишите термохимическое уравнение проведенной реакции нейтрализации;

9.Объясните убыль энтальпии в процессе нейтрализации сильной кислоты сильным основанием.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 5

КИНЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

Цель работы: изучение скорости химической реакции и ее зависимость от различных факторов (природы реагирующих веществ, концентрации, температуры).

Скорость химической реакции называют изменения концентрации реагирующих веществ в единицу времени. Скорость реакции определяется природой реагирующих веществ и зависит от условий протекания процесса (концентрации реагирующих веществ, температуры, наличия катализатора и др.).

Зависимость скорости реакции от концентрации выражается законом действия масс: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна стехиометрическим коэффициентам. Например, для реакции:

2NO + O₂ Þ 2NO₂

Закон действия масс может быть записан:

где: – скорость химической реакции; к – константа скорости; - концентрации реагирующих веществ.

Реакция в гетерогенной системе (например, ) осуществляется на поверхности раздела между фаз. Поэтому скорость гетерогенных реакций при постоянной температуре зависит не только от концентрации реагирующих веществ, но и от площади поверхности раздела. Так, для реакции:

С_(к) + О_2(г) Þ СО_2(г)

закон действия масс имеет вид:

где: к – константа скорости; - концентрация кислорода; S – площадь поверхности раздела между фазами.

Зависимость скорости реакции от температуры выражается правилом Ван-Гоффа:

где: - скорости реакции при Т₁ и Т₂;

j- температурный коэффициент, показывающий, во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры на 10⁰ С.

Одним из методов ускорения химической реакции является катализ, который осуществляется при помощи веществ (катализаторов), увеличивающих скорость реакции, но не расходующих в результате ее протекания.

Механизм действия катализатора сводится к уменьшению величины энергии активации реакции, т.е. к уменьшению разности между средней энергией молекул (активного комплекса) и средней энергии молекул исходных веществ. Скорость химической реакции при этом увеличивается.

Опыт 1. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ.

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ изучают на примере взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой:

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + SO₂ + H₂O + S

Признаком реакции является помутнение раствора вследствии выделения серы.

Налейте в три пробирки из бюретки по 5 мл серной кислоты. В следующие три пробирки налейте из бюреток раствор тиосульфата натрия Na₂S₂O₃и воду следующим образом:

в пробирку № 1 – 5 мл раствора Na₂S₂O₃ + 10 мл воды;

в пробирку № 2 – 10 мл раствора Na₂S₂O₃+ 5 мл воды;

в пробирку № 3 – 15 мл раствора Na₂S₂O₃.

Заметив время, в пробирку № 1 прилейте 5 мл отмеренного раствора серной кислоты и быстро перемешайте полученную смесь. Отметьте время помутнения раствора. Проделайте то же самое с пробирками № 2 и № 3.

Результаты опыта внесите в таблицу:

№ п/п	Объем в мл	Общий объем в мл	Относительная концентрация	Температура опыта,	Время появления мути. с	Относительная скорость реакции

теоретическая	практическая


			-

Рассчитайте для второго и третьего случаев, учитывая, что скорость реакции и время протекания реакции до начала помутнения раствора обратно пропорциональны.

Следовательно, ,

где: - скорость реакции в первом случае ( ); - скорость реакции во втором, третьем случае; - время протекания реакции до начала помутнения раствора в первом случае, С; - время протекания реакции до начала помутнения раствора во втором (третьем) случае, С.

На миллиметровой бумаге постройте кривую зависимости от концентрации Na₂S₂O₃ (в относительных единицах).

Масштаб: 2 см на единицу измерения концентрации и скорости.

На этом же графике отметьте точками значения, полученные при вычислениях.

Напишите уравнения реакции и сделайте вывод о зависимости скорости реакции от концентрации Na₂S₂O₃ при данных условиях.

Опыт 2. Зависимость скорости реакции от температуры

Зависимость скорости реакции от температуры изучают на примере реакции:

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + SO₂ + H₂O + S

По правилу Ван-Гоффа (при j = 1, 8)

Получаем, что при повышении температуры на 10⁰С выше реакции увеличивается в 1, 8 раза, на 20⁰С – в 3, 24 раза, на 30⁰С – в 5, 832 раза и т.д.

В две пробирки налейте из бюретки по 5 мл серной кислоты. В следующие две пробирки налейте по 5 мл раствора тиосульфата натрия + 10 мл воды.

По одной пробирке с серной кислотой и раствором тиосульфата Na₂S₂O₃ поместите в термостат с температурой на 10⁰С выше комнатной. Через 5-7 мин., когда растворы нагреются до нужной температуры, смешайте их и определите время помутнения раствора, как в опыте 1.

Другую пару пробирок поместите в термостат с температурой на 20 ⁰С выше комнатной. Через 5 – 7 минут смешайте растворы и определите время появления мути.

Результаты опыта занесите в таблицу (экспериментальные данные для комнатной температуры возьмите из опыта № 1 пробирка № 1).

№ п/п	Объем в мл	Общий объем в мл	Относительная концентрация	Температура опыта,	Время появления мути. с	Относительная скорость реакции

теоретическая	практическая

							1, 8
							01.03.24

Рассчитайте для второго и третьего случаев (методика расчета в опыте № 1).

На миллиметровой бумаге постройте кривую зависимость от температуры. На этом же графике отметьте заранее рассчитанные значения.

Рассчитайте значение температурного коэффициента, исходя из опытных данных.

Сделайте вывод о зависимости скорости реакции от температуры.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №6

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Цель работы: изучение влияния различных факторов на химическое равновесие.

Понятие химическое равновесие применимо только к обратимым реакциям. Химическим равновесием называют такое состояние реагирующей системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции . Равенство = является кинетическим условием химического равновесия. Химическое равновесие характеризуется постоянством величины энергии Гиббса системы G_T Равенство DG_Т = 0 является термодинамическим условием химического равновесия. Химическое равновесие характеризуется постоянным для данных условий соотношением равновесных концентраций всех веществ, участвующих во взаимодействии. Величина, равная отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ в степенях их стехиометрических коэффициентов, называется константой равновесия.

Для обратимой реакции: Н_2(г) + I_2(г) Û 2НI_(г)

константа равновесия имеет вид:

Константа равновесия зависит от природы реагентов, температуры и не зависит от исходной концентрации веществ в системе. Константа равновесия связана со стандартной энергией Гиббса данной реакции следующим соотношением: DG = - RTlnK_C,

где: R – универсальная газовая постоянная (8, 3 Дж/моль К); Т – абсолютная температура, К; К_с – константа равновесия.

Химическое равновесие остается неизменным до тех пор, пока остаются постоянными параметры, при которых оно установилось. При изменении условий равновесие нарушается. Через некоторое время в системе вновь наступает равновесие, характеризующееся новым равенством скоростей и новыми равновесными концентрациями всех веществ. Равновесие смещается в ту или иную сторону потому, что изменение условий по-разному влияет на скорости прямой и обратной реакций. Равновесие смещается в ту сторону той реакции, скорость которой при нарушении равновесия становится больше. В общем случае направление смещения равновесия определяется принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказывать внешнее воздействие, то равновесие смещается в том направлении, которое ослабляет эффект внешнего воздействия.

АДСОРБЦИОННОЕ РАВНОВЕСИЕ

Цель работы: изучение зависимости величины адсорбции от равновесной концентрации адсорбата.

Процесс поглощения одного вещества поверхностью другого называется адсорбцией. Вещество, частицы которого поглощаются (газ, жидкость, растворенный компонент) называют адсорбатом, а поглотитель – адсорбентом.

Взаимодействия между частицами адсорбата и адсорбента могут иметь различный характер. В зависимости от природы этого взаимодействия различают адсорбцию физическую и химическую (хемосорбцию).

При физической адсорбции частицы адсорбата и адсорбента связываются относительно непрочными межмолекулярными силами взаимодействия (силы Ван-дер-Ваальса). Например, адсорбция кислорода металлами.

Процесс отрыва адсорбата от поверхности адсорбента называется десорбцией. Если в системе «адсорбат – адсорбент» при заданных условиях скорость адсорбции равна скорости десорбции, то такое состояние называется адсорбционным равновесием.

Количественно адсорбцию выражают в молях адсорбата на единицу поверхности адсорбента (моль/м²) или в молях на единицу массы адсорбента (моль/г).

Величина адсорбции зависит от природы адсорбента и адсорбата, Т и концентрации (или давления) адсорбата. Кривую зависимости величины адсорбции Г от равновесных концентраций С или давлений р при постоянной температуре Т называется изотермой адсорбции: Г = f(С) или Г = f(р) при Т = const.

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 8

Таблица №1.

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Цель работы: изучение некоторых свойств водных растворов солей, связанных с реакцией гидролиза.

Гидролизом называют обменные химические реакции, протекающие с участием воды. Если в обменную реакцию с водой вступает соль, то взаимодействие называют гидролизом соли. Признаком гидролиза соли является изменение нейтральной реакции среды воды. Например, при растворении в воде хлорида аммония NH₄C1 образуется избыток ионов Н⁺ и раствор подкисляется (рН < 7):

NH₄C1 + Н₂0 Û NH₄OH + HC1

или в ионном виде

Если же растворить в воде ацетат натрия CH₃COONa, раствор подщелачивается (рН > 7) вследствие образования избытка ионов ОН^-:

CH₃COONa + Н₂0 Û СН₃СООН₄ + NaOH

или CH₃COO^- + Н₂0 Û СН₃СООН + OH^-

Следовательно, водные растворы солей могут иметь кислую или щелочную реакцию среды потому, что они вступают в химическое взаимодействие с водой. При гидролизе некоторых солей рН воды не меняется. Однако не все соли вступают в реакцию гидролиза. Если растворить в воде хлорид калия, нейтральная реакция среды (рН = 7) характерная для чистой воды, не изменится, т.е. в растворе сохранится равенство :

KCl + H₂O Û KOH + HCl

Можно утверждать, что соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой (KCl, LiNO₃, NaCl и т.п.), в реакцию гидролиза не вступают.

С водой взаимодействуют: 1) соли, образованные слабыми основаниями и сильными кислотами (NH₄Cl, CuCl₂, NH₄NO₃ и т.п.); 2) соли, образованные слабыми кислотами и сильными основаниями (Na₂S, KCN, Na₂CO₃ и т.п.); 3) соли, образованные слабыми основаниями и слабыми кислотами (NH₄CH₃COO и т.п.).

Из рассмотренных примеров следует, что в реакцию с водой вступают катионы слабых оснований и анионы слабых кислот. Если эти ионы многозарядные (Fe³⁺, Cu²⁺, CO₃^2-, SiO₃^2- и т.п.), их взаимодействие с водой обычно идет до образования основного кислого иона (первая ступень гидролиза), например:

Fe³⁺ + H₂O Û FeOH²⁺ + H⁺

CO₃^2- + H₂O Û HCO₃⁺ + OH^-

О глубине протекания процесса гидролиза при заданных условиях можно судить по степени гидролиза соли b, являющейся отношением концентрации гидролизованных ионов (с) к их исходной концентрации (с₀):

b =с/с₀

Реакция гидролиза соли обратима. В прямом направлении (®) она протекает в сторону образования молекул (основных ионов) слабых оснований или молекул (кислых ионов) слабых кислот, а в обратном () в сторону образования молекул воды. Реакцию образования молекул воды из ионов Н⁺ и ОН^- называют реакцией нейтрализации. Следовательно, реакция гидролиза соли обратна реакции нейтрализации.

К реакции гидролиза соли применимы все положения и законы учения о химическом равновесии. Константа равновесия реакции гидролиза называется константой гидролиза соли К_г. Ее величина характеризует соотношение между равновесными концентрациями (активностями) всех компонентов системы. Связь между константой гидролиза соли (К_г) и степенью гидролиза (b) в растворе заданной концентрации (С₀) выражается законом Оствальда:

если β «1, то

Равновесие процесса гидролиза, отвечающее равенству скоростей реакции гидролиза и нейтрализации ( ), подвижно и может быть смещено вправо ( ) или влево ( ) в соответствии с принципом Ле Шателье. Так, например, при повышении температуры равновесие гидролиза смещается вправо, так как прямая реакция эндотермическая (DH > 0), а обратная (нейтрализация) – экзотермическая (DH < 0). При постоянной температуре Т равновесие гидролиза можно сместить вправо, уменьшая концентрацию раствора (разбавляя раствор); это следует из закона Оствальда: при К_Г= constb тем больше, чем меньше с₀.

ПРИМЕР расчета величины константы гидролиза для соли

NH₄C1 + Н₂0 Û NH₄OH + HC1

;

Умножим числитель и знаменатель на с_он^-. Получим

;

или ;

где: К_w = 10^-14 – ионное произведение воды; К – константа диссоциации (в справочнике).

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 11

Измерение ЭДС

Гальванические элементы собирают из двух металлических электродов, помещенных в два отдельных стакана, соединенных электролитическим ключом, который представляет собой изогнутую стеклянную трубку, заполненную насыщенным раствором хлорида калия (рис. 1).

Соберите гальванический элемент, для этого подготовьте две электродные схемы, состоящие из металлов, погруженных в растворы собственных солей. Конкретные металлы – Zn и Cu.

Рисунок 1. Гальванический элемент с электролитическим ключом.

1. Электроды;

2.Сосуд;

3. Растворы электролита;

4.Электролитический ключ.

Сосуды для растворов предварительно вымойте проточной водой под краном, ополосните дистиллированной водой, затем раствором соли соответствующего металла и залейте этот раствор на 2/3 объема сосуда.

Металлические пластинки тщательно зачистите 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.

После этого подключаем гальванический элемент к высокоомному вольтметру и измеряем ЭДС. Это более простой, но менее точный метод измерения ЭДС, который заключается в прямом измерении напряжения на клеммах гальванического элемента с помощью вольтметра, имеющего высокое входное сопротивление. Вследствие высокого сопротивления мала сила тока, протекающего через элемент, поэтому невелика разница между ЭДС и напряжением элемента. Однако, даже малый ток в цепи приводит к потерям (І·R) и в результате измеряют не ЭДС, а напряжение гальванического элемента. В качестве высокоомного вольтметра в работе используется рН – метр.

1.Запишите уравнения электродных и токообразующей реакций.

2.По уравнению Нернста рассчитайте величины равновесных потенциалов электродов, использованных в элементе. Примите, что активность ионов равна концентрации.

3.Рассчитайте ЭДС и сравните ее с экспериментальным значением. Рассчитайте стандартную ЭДС элемента.

4.Используя измеренную величину ЭДС, определите энергию Гиббса токообразующей реакции и стандартную энергию Гиббса (см. Общая химия, Коровин Н.В. 2002г., стр.267). Определите стандартную энергию Гиббса по термодинамическим данным и сравните ее с расчетной.

Напряжение элемента.

Измерение напряжения проводят на установке, состоящей из амперметра для прямого измерения тока в цепи, проходящего через измеряемый элемент, вольтметра для прямого измерения напряжения на клеммах элемента и сопротивления для регулирования тока в цепи ( в отчете приведите схему установки).

Соберите гальванический элемент и подключите его к установке для измерения напряжения. Постепенно повышайте плотность тока, записывая напряжение элемента. Снимите 3-4 показания в течение 15 минут.

Результаты опыта сведите в таблицу:

Таблица 1. Зависимость напряжения гальванического элемента от плотности тока (или тока) в цепи.

Номер измерения	Плотность тока, А/м² или ток, А	Напряжение элемента, В

По данным таблицы постройте кривую зависимости напряжения элемента от плотности тока (вольтамперную кривую). Объясните, почему напряжение элемента не равно ЭДС и уменьшается при повышении плотности тока.

ЭЛЕКТРОЛИЗ

Цель работы: ознакомление с процессами, протекающими на электродах при электролизе водных растворов электролитов.

Электролизом называют процессы, происходящие на электродах под воздействием электрического тока, подаваемого от внешнего источника. При электролизе происходит превращение электрической энергии в химическую. Электролиз проводится в электролизерах, основными составными частями которых являются два электрода и ионный проводник (электролит) между ними. На отрицательном электроде электролизера (катоде) происходит процесс восстановления, на положительном электроде (аноде) окисление. На катоде в первую очередь идут процессы, характеризуемые наиболее положительным потенциалом, т.е. в первую очередь реагируют сильные окислители. На аноде в первую очередь идут процессы, характеризуемые наиболее отрицательным потенциалом, т.е. в первую очередь реагируют сильные восстановители. Некоторые аноды при электролизе не растворяются из-за положительного значения их равновесного потенциала или образования на поверхности защитных ленок. Примерами таких анодов могут быть платиновые металлы, графит, титан, тантал. В этом случае происходит электролиз с нерастворимым анодом.

Если потенциалы двух или нескольких электродных реакций равны, то эти реакции протекают на электроде одновременно. При этом прошедшее через электрод электричество расходуется на все эти реакции. Доля количества электричества, расходуемая на превращение одного из веществ (В_j), называется выходом по току этого вещества:

В_j=Q_j100/Q,

где: Q_j – количество электрическтва, израсходованное на превращение вещества; Q – общее количество электричества, прошедшего через раствор.

Теоретическое соотношение между количеством прошедшего электричества и количеством вещества, окисленного или восстановленного на электроде, определяется законом Фарадея, согласно которому при прохождении через электрод одного Фарадея электричества (F = 96500 Кл = 26, 8 А´ ч) на нем окисляется и восстанавливается 1 моль эквивалентов вещества. Например, если через электрод проходит 26, 8 А´ ч электричества, то теоретически на электроде должен выделится 2 моль эквивалентов меди (63, 54/2 = 31, 77 г) по реакции:

Cu²⁺ + 2e Þ Cu⁰

или 1 моль эквивалентов кислорода (32/4 = 8 г)или ¼ моль т.е. 5, 6 л. кислорода по реакции:

4OH^- - 4e Þ O₂ + 2H₂O

Напряжение электролизера слагается из разности равновесных потенциалов электродов (ЭДС), поляризация катода и анода DE и омического падения в проводниках первого и второго рода I ´ (r₁ + r₂)

U = E_Э + DE + I ´ (r₁ + r₂)

Электролиз с нерастворимым анодом.

Электролиз с нерастворимым анодом проводится в приборе, состоящем и U - образной трубки и двух угольных электродов. Электроды закрепляются при помощи пробок. Источником тока служит выпрямитель (требуемое напряжение 12 В).

Опыт 1. Электролиз раствора сульфата меди (CuSO₄).

Налейте в U - образную трубку 5% раствор сульфата меди (II). Вставьте в оба колена трубки угольные электроды. Присоедините электроды к источнику постоянного тока и пропускайте ток в течение 5-10 мин. затем выключите ток. Рассмотрите катод и убедитесь, что на нем выделилась медь. Составьте схему электролиза и уравнения реакции, протекающие на электродах.

Опыт 2. Электролиз раствора сульфата натрия(Na₂SO₄).

В U - образную трубку налейте 5% раствора сульфата натрия, к которому прибавлено несколько капель метилоранжа. Погрузите в трубку электроды. Включите ток и пропускайте его в течение 5-10 мин. наблюдайте выделение пузырьков газа на электродах и изменение окраски раствора. Составьте схему электролиза и уравнения реакции, протекающие на электродах.

Опыт 3. Электролиз раствора иодида калия (KI).

Налейте в U - образную трубку 5% раствор иодида калия, к которому прибавлено 3-4 капли раствора фенолфталеина. Вставьте в оба колена трубки угольные электроды. Включите ток и пропускайте его в течение 5-10 мин. наблюдайте выделение пузырьков газа и окрашивание раствора у катода.

Из анодного пространства возьмите пипеткой 2-3 капли раствора, перенесите их в пробирку и разбавьте дистиллированной водой до слабо желтой окраски. В пробирку добавьте 2-3 капли раствора крахмала. Что наблюдается?

Составьте схему электролиза и уравнения реакции, протекающих на электродах.

Контрольные вопросы и задачи.

1.Что называется электролизом?

2.Какие факторы влияют на напряжение электролизера?

3.Какова последовательность электродных процессов катоде электролизера?

4.Какова последовательность электродных процессов аноде электролизера?

5.В воде растворены соли алюминия, цинка и меди с активностью катионов 1 моль/л, рН раствора 3. Укажите последовательность реакций на катоде.

6.Что такое выход по току и от каких факторов он зависит?

7.Рассмотрите электродные процессы на примерах электролиза водных растворов нитрата натрия и, хлорида калия с нерастворимыми анодами.

8.Рассмотрите электродные процессы на примерах электролиза водного раствора сульфата меди с медным анодом и электролиза водного раствора сульфата цинка: а) с цинковым анодом; б) с нерастворимым анодом.

9.Рассчитайте ток в цепи и массу вещества, которое подвергалось разложению при электролизе водного раствора сульфата калия с нерастворимым анодом, если на катоде выделилось 0, 224 л водорода, измеренного при нормальных условиях. Время электролиза 1 час. Ответ: 0, 536 А; 0, 18г.

12 3 4 5 6 7 Следующая ⇒