(рис.1.).

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РФ
Федеральное государственное бюджетное учреждение высшего
профессионального образования
«СЕВЕРО-КВКАЗСКИЙ ГОРНО-МЕТАЛЛУРГИЧЕСКИЙ ИНСТИТУТ
(ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНОЛОГИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ)»
***
Кафедра «Химии»
МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ
к выполнению лабораторных работ по электрохимическим
системам
Для студентов, обучающихся по направлениям подготовки
ЭНб-140400, СТб-270800,АППб-220700, ТМб-151002
и специальности ГИ-130400.
Составители:
проф. Алиханов В.А.
доц. Худоян М.В.
ВЛАДИКАВКАЗ 2015
УДК 54
ББК 24.1
А 50
Рецензент: к.х.н. доц.
Северо-Кавказского горно-металлургического института (ГТУ)
Абрамьян А.Х.
А 50 Методическое указание предназначено для выполнения лабораторных
работ по курсу «Химия» для студентов по направлениям подготовки: ЭНб140400, СТб-270800,АППб-220700, ТМб-151002 и специальности ГИ-130400.
Целью дисциплины: изучить возможность преобразования химической энергии
в электрическую при работе гальванического элемента, рассмотрение
электролиза как окислительно-восстановительного процесса, изучение условий
возникновения коррозионных микроэлементов, их моделей.
Подготовлено кафедрой «Химии»
УДК 54
ББР 24.1
Лабораторная работа № 1
по теме: «Гальванические элементы»
Цель работы: изучить возможность преобразования химической
энергии в электрическую при работе гальванического элемента.
Исследовать влияние различных факторов на величину ЭДС
элементов.
Теоретические основы.
Химические процессы, которые сопровождаются возникновением
электрического тока или сами вызываются им, называют
электрохимическими. В окислительно-восстановительных реакциях
электроны непосредственно переходят от восстановителя к
окислителю. Однако, если процессы окисления и восстановления
пространственно
разделить,
а
электроны
направить
по
металлическому проводнику, то такая система будет представлять
собой электрохимическую.
Электрохимическая система состоит из двух электродов и ионного
проводника между ними. Электроды замыкаются металлическим
проводником. Ионным проводником (проводником второго рода)
служат растворы или расплавы электролитов. Электродами называют
проводники, имеющие электронную проводимость (проводники
первого рода) и находящиеся в контакте с ионным проводником. Для
обеспечения работы системы электроды соединяют друг с другом
металлическим
проводником,
называемым
внешней
цепью
электрохимической системы.
Как известно, кристаллическая решетка металла состоит из
положительно заряженных ионов (катионы) и свободных валентных
электронов (электронный газ). При погружении металлической
пластинки в воду ионы ее поверхностного слоя под действием
полярных молекул воды отрываются и переходят в гидратированном
состоянии в водную среду. Вследствие этого раствор в
непосредственной близости к пластинке заряжается положительно.
Переход ионов металла в воду создает в самом металле избыток
свободных электронов, придающих пластинке отрицательный заряд.
Благодаря
возникновению
на
металлической
пластинке
отрицательного заряда она начинает притягивать обратно из воды
положительно заряженные ионы. Поэтому при погружении металла в
воду весьма быстро наступает равновесие, при котором количество
ионов, переходящих в единицу времени с пластинки в раствор,
становится равным количеству ионов, возвращающихся на пластинку
z
Me  mH 2 O  Me(H 2 O) m   ze 
в растворе
в кристалле
металла
Гидратированные катионы металла скапливаются возле поверхности
пластинки и на границе раздела двух фаз (металл - раствор). Возникает
двойной электрический слой: раствор заряжается положительно, а
металл - отрицательно (рис.1.). Количественной характеристикой такого
процесса служит потенциал (скачок потенциала). Разность потенциалов,
возникающая между металлом и раствором его соли, называют
электродным потенциалом.
Величина электродного потенциала определяется, прежде всего,
природой металла и раствора. Металлы отличаются друг от друга
своей способностью посылать ионы в водную среду, поэтому при
погружении различных металлов в воду величины возникающих
потенциалов различны.
Чем активнее металл, тем больше ионов он посылает в
окружающую водную среду, следовательно, тем больше величина
отрицательного заряда, возникающего на металлической пластинке.
Однако во всех случаях при установившемся равновесии
концентрация ионов металла в растворе мала.
Металл может дальше растворяться лишь в том случае, если
равновесие электродного процесса смещено или смещается в сторону
окисления металла. Смещение равновесия может быть достигнуто
отводом электронов с металлической пластинки. Такие условия
создаются в гальванических элементах. Принцип работы
гальванического элемента можно пояснить на примере медноцинкового элемента (элемента Даниэля - Якоби) (рис.2.).
Рис.1. Схема
возникновения
заряда
на
пластинке
металла.
Рис.2. Схема работы
медно-цинкового
гальванического
элемента.
Цинковая и медная пластинки погружены соответственно в
растворы солей ZnSO4 и CuSO4. На границе цинка и сульфата цинка
идет процесс: Zn  Zn 2  2e . Цинковый электрод получает
отрицательный заряд, и электроны по внешней цепи переходят к меди.
На границе медного электрода и раствора сульфата меди идет процесс:
Cu 2  2e  Cu , то есть на медном электроде выделяется медь.
Одновременно по внутренней цепи от меди к цинку перемещаются
отрицательные ионы SO 24 , которые вместе с перешедшими в раствор
ионами цинка образуют раствор сульфата цинка. Схему этого
гальванического элемента можно записать так:
(–) Zn / Zn2+ // Cu2+ / Cu (+).
Суммарное уравнение процессов на электродах
Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu или Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu.
Электрическая энергия элемента Даниэля - Якоби получается за
счет химической энергии последней реакции.
Абсолютное значение электродного потенциала нельзя измерить
непосредственно, так как невозможно подключить измерительный
прибор к двойному электрическому слою. Вместе с тем не
представляет труда измерение разности электродных потенциалов,
которая возникает в гальванических парах. Такие пары называются
полуэлементами. Условились определять электродные потенциалы
металлов
по отношению к так называемому стандартному
водородному электроду, потенциал которого произвольно взят за нуль.
Стандартный водородный электрод состоит из специально
приготовленной платиновой пластинки, покрытой рыхлым слоем
мелкораздробленной платины, погруженной в раствор серной кислоты
с концентрацией ионов водорода, равной 1 моль/л и омываемой струей
газообразного водорода под давлением 105 Па, при температуре 25 0С
(рис.3.).
Рис. 3. Стандартный водородный электрод
1 - платиновый электрод, 2 - стеклянная трубка.
Возникновение потенциала на стандартном водородном электроде
можно представить следующим образом. Газообразный водород,
адсорбируясь платиной, переходит в атомное состояние
Н 2  2Н .
Между атомным водородом в платине и ионами водорода в
растворе возникает динамическое равновесие
Н  Н  е .
Суммарный процесс выражается уравнением
Н 2  2Н   2е .
Платина не принимает участия в окислительно-восстановительном процессе, а является лишь носителем атомного водорода.
Если пластинку металла, погруженную в раствор его соли с
концентрацией иона металла 1 моль/л, соединить со стандартным
водородным электродом, то получится гальванический элемент (рис.4.).
Рис.4. Прибор для измерения электродного потенциала металла.
Разность потенциалов, возникающая в таком гальваническом
элементе, называется нормальным (стандартным) электродным
потенциалом металла. Стандартный электродный потенциал
обозначают Е0. Располагая металлы в порядке возрастания их
стандартных
электродных
потенциалов
Е0,
получают
электрохимический ряд напряжений металлов (Приложение 1).
Электрохимический ряд напряжений характеризует свойства
металлов в водных растворах:
1. Чем меньше электродный потенциал металла, тем легче он
окисляется и труднее восстанавливается из своих ионов.
2. Металлы, имеющие отрицательные электродные потенциалы, то
есть стоящие в ряду напряжений левее водорода, способны вытеснять
его из разбавленных растворов кислот.
3. Каждый металл способен вытеснять (восстанавливать) из
растворов солей те металлы, которые имеют более высокий
электродный потенциал.
Зная нормальные электродные потенциалы металлов, можно
вычислить электродвижущую силу (ЭДС) гальванического элемента.
Для этого надо из потенциала электрода, имеющего большую
алгебраическую
величину,
вычесть
потенциал
электрода,
алгебраическая величина которого меньше. Например, для вычисления
ЭДС медно-цинкового гальванического элемента надо от нормального
электродного потенциала меди (Е0Cu/Cu2+ = +0,34 в) вычесть
нормальный электродный потенциал цинка (Е0Zn/Zn2+ = –0,76 В)
ЭДС = Е0Cu/Cu2+ – Е0Zn/Zn2+ = 0,34 – (–0,76) = 1,10 В.
Чем больше отличаются металлы по величине своего электродного
потенциала, то есть чем больше они отстоят друг от друга в ряду
напряжений, тем больше ЭДС гальванического элемента,
построенного из этих металлов.
Потенциал каждого электрода зависит как от природы металла, так
и от концентрации или, точнее, от активности его ионов в растворе и
температуры. Эта зависимость выражается уравнением Нернста
E  E0 
RT
 ln C
nF
или, точнее, заменяя концентрацию на активность,
RT
E  E0 
 ln a ,
nF
где Е - электродный потенциал металла;
С - концентрация ионов металла;
а - активность ионов металла;
Е0 - нормальный электродный потенциал металла;
R - универсальная газовая постоянная, равная 8,316
Дж/(Кּмоль);
Т - температура, К;
n - зарядность иона металла;
F - постоянная Фарадея, равная 96487 Кл.
Примем температуру равной 25 0С (298,15Кл) и, подставив в
предыдущее уравнение все константы, умножим на 2,3 (для перехода
от натуральных логарифмов к десятичным). В результате получаем
0,059
E  E0 
 ln а .
n
Величины стандартных электродных потенциалов и уравнение
Нернста дают возможность вычислять ЭДС гальванических элементов
при различных активностях (концентрациях) электролитов. При
увеличении
концентрации
раствора
электродный
потенциал
увеличивается. Точно также действует и увеличение температуры.
Можно составить гальванический элемент из одинаковых электродов,
погруженных в раствор собственной соли с различными концентрациями.
Электрический ток в цепи такого концентрационного элемента получается
за счет выравнивания концентраций раствора в обоих полуэлементах.
Ясно, что ЭДС концентрационных элементов невелика, и ток в цепи
протекает только до момента выравнивания концентраций раствора в
обоих полуэлементах.
ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
ОПЫТ 1. Исследование активности металлов.
Налить в отдельные пробирки по 1 мл растворов солей цинка,
железа (II), кадмия, меди(II) и 2н H2SO4. Опустить в растворы (кроме
раствора с одноименными ионами) пластинки металлического цинка.
Отметить наблюдения. Повторить аналогичные опыты с пластинками
железа и меди. Из каких растворов вытесняются металлы? Написать
уравнения соответствующих реакций. Записать металлы по убыванию
их восстановительной способности, определенной экспериментально.
Выписать значения их стандартных электродных потенциалов (см.
приложение). Соответствует ли экспериментальный ряд металлов их
положению в электрохимическом ряду напряжений?
ОПЫТ 2. Химический гальванический элемент.
Цинковую и медную пластинки хорошо очистить наждачной
бумагой. В один стакан налить 1/2 объема 1М раствор сульфата цинка,
в другую 1М раствор сульфата никеля. Соединить стаканы солевым
мостиком (гальваническим ключом), а пластинки подсоединить к
клеммам миллиамперметра. Что наблюдается? Составить схему
гальванического элемента. Какие процессы происходят на катоде и
аноде? Рассчитать ЭДС. До каких пор может работать данный
гальванический элемент?
ОПЫТ 3. Исследование ЭДС гальванического элемента от
концентрации соли.
В один стакан налить 1 М раствор ZnSO4, концентрация которого
в ходе измерений не изменяется. В другой стакан поочередно наливать
растворы
CuSO4 в порядке возрастания концентрации (0,01; 0,1 и 1
М). В раствор ZnSO4 опустить цинковый электрод, медный электрод
опустить в раствор СuSO4 наименьшей концентрации. Электроды
соединить с клеммами миллиамперметра, а стаканы – солевым
мостиком. Следить за показаниями миллиамперметра. Какой из
факторов — природа металла или концентрация его ионов в растворе в
большей мере определяет значение электродного потенциала металла и,
следовательно, ЭДС гальванического элемента?
ОПЫТ 4. Концентрационный гальванический элемент.
Две цинковые пластинки поместить в стаканы, в которых налито
на 1/2 их объема, в один 0,1 М раствор сульфата цинка, в другой – 1М
раствор сульфата цинка. Пластинки соединить с клеммами
миллиамперметра, а стаканы - гальваническим ключом. Следить за
показаниями миллиамперметра. Повторить этот
опыт, заменив
последовательно 0,1М раствор на 0,001М и 0,0001М растворы. Что
наблюдается? Составить схему гальванического элемента с указанием
процессов протекающих на электродах? В каком случае
вырабатывается большее количество электричества, почему? Ответ
подтвердить расчетами ЭДС данных концентрационных элементов.
ОПЫТ
5.
Гальванический
элемент
с
использованием
окислительно-восстановительного электрода.
В один из стаканов налить 1 М раствор ZnSO4 и поместить в него
цинковый электрод, предварительно очищенный наждачной бумагой.
В другой стакан – 1М раствор Fe2 (SO4)3 и поместить в него угольный
электрод. Электроды соединить с клеммами миллиамперметра, а
стаканы – солевым мостиком. Следить за показаниями
миллиамперметра. Составить схему данного гальванического элемента
с указанием процессов протекающих на электродах? Рассчитать ЭДС.
(E0 Fe+3 / Fe+2 = 0,771 В).
Приложение
Таблица 1.
Стандартные электродные потенциалы металлов.
электрод
Ео, В
электрод
Ео, В
Li+/ Li
-3,02
Cd2+/ Cd
-0,40
Rb+/ Rb
-2,99
Co2+/ Co
-0,28
+
2+
K /K
2,92
Ni / Ni
-0,25
2+
2+
Ba / Ba
-2,90
Sn / Sn
-0,14
Sr2+/ Sr
-2,89
Pb2+/ Pb
-0,13
2+
+
Ca / Ca
-2,87
H / ½ H2
0,00
+
3+
Na / Na
-2,71
Sb / Sb
+0,20
2+
3+
Mg / Mg
-2,34
Bi / Bi
+0,23
Al3+/ Al
-1,67
Cu2+/ Cu
+0,34
Mn2+/ Mn
-1,05
Ag+/ Ag
+0,80
Zn2+/ Zn
-0,76
Hg2+/ Hg
+0,86
3+
2+
Cr / Cr
-0,71
Pt / Pt
+1,20
2+
3+
Fe / Fe
-0,44
Au / Au
+1,42
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
1. Вычислить электродный потенциал серебра, опущенного в
раствор
его соли концентрацией 0,001 моль/л.
2. Составить схему работы гальванического элемента, составленного
из пластин алюминия и свинца, опущенных в растворы их солей
концентрацией 0,002 моль/л. Рассчитать ЭДС элемента.
3. В каком направлении будут перемещаться электроны во
внешней цепи следующих гальванических элементов: а) Мg |
Мg2+ || Рb2+ | Рb;б) Сu | Сu2+ || Аg+ | Аg, если все растворы
электролитов одномолярные? Какой металл будет растворяться
в каждом из этих случаев?
4. Вычислить потенциал водородного электрода, погруженного:а)
в раствор с рН 4; б) в раствор с рН 11.
5. Электродвижущая сила элемента, состоящего из медного и
свинцового электродов, опущенных в одномолярные
растворы соответствующих солей, равна 0,47В. Изменится ли
ЭДС, если взять растворы с концентрацией 0,001 моль/л?
Ответы подтвердить расчетом.
Лабораторная работа № 2
по теме: «Электролиз солей»
Цель работы: рассмотрение электролиза как окислительновосстановительного процесса, протекающего под действием
постоянного электрического тока на электродах, погруженных в
электролит.
Теоретические основы
Второй группой электрохимических процессов является
превращение электрической энергии в химическую, которая
осуществляется в электролизе. Процессы, протекающие при
электролизе, по существу обратны процессам, имеющим место в
гальванических элементах.
Если через раствор электролита пропускать постоянный
электрический ток, то положительно заряженные частицы (катионы)
движутся к катоду, а отрицательно заряженные (анионы) - к аноду
(рис.1.).
Рис.1. Схема электролиза.
Катионы, соприкасаясь с катодом, принимают у него электроны,
то есть восстанавливаются, а на аноде происходит процесс окисления
аниона. Таким образом, электролизом называют совокупность
процессов, в которых химические реакции протекают на электродах
при пропускании постоянного электрического тока через расплавы
или растворы электролитов.
Рассмотрим в качестве примера электролиз водного раствора
хлорной меди CuCl2. При пропускании тока находящиеся в растворе
ионы Cu2+ и Cl- направляются к соответствующим электродам, на
которых происходят следующие процессы:
CuCl 2  Cu 2  2Cl 
2+
-
катод (–) ← Cu
2Cl → (+) анод.
Ионы меди, принимая электроны, восстанавливаются на катоде до
свободной меди, а ионы хлора, отдавая электроны, окисляются до
свободного хлора
Cu 2  2 e  Cu ; 2Cl   2e  Cl 2 .
Следовательно, на катоде происходит процесс восстановления, а
на аноде - процесс окисления.
Характер протекания электродных процессов при электролизе
зависит от многих факторов, важнейшими из которых являются состав
электролита, материал электродов и режим электролиза (температура,
напряжение, плотность тока и др.).
Различают электролиз расплавов и растворов электролитов.
Электролиз расплавов протекает просто. Эти процессы не зависят
от материала электродов и природы ионов. Если в расплаве находится
смесь ионов различных электролитов, то порядок их разрядки на
электродах определяется их электродным потенциалом (Е0) в данных
условиях:
- анионы окисляются на аноде в порядке возрастания Е0;
- катионы восстанавливаются на катоде в порядке убывания Е0.
Электролиз растворов электролитов протекает сложнее, чем
электролиз расплавов из-за возможности участия в электродных
процессах молекул воды - восстановление на катоде: 2Н 2 О  2е  Н 2  2OH 
и окисление на аноде: 2Н 2 О  О 2  4Н   4е .
В тех случаях, когда на одном и том же электроде возможно
протекание двух или большего числа процессов, наиболее вероятен
тот, осуществление которого связано с минимальной затратой энергии,
в связи с этим:
для процессов на катоде:
1. В первую очередь восстанавливаются катионы металлов,
имеющих стандартный электродный потенциал больший, чем у
водорода, в порядке уменьшения Е0 (от Cu2+ до Pt4+).
2. Катионы металлов с малым стандартным электродным
потенциалом (от Li+ до Al3+ включительно) не восстанавливаются, а
вместо них восстанавливаются молекулы воды.
3. Катионы металлов, имеющих стандартный электродный
потенциал меньший, чем у водорода, но больший, чем у алюминия,
восстанавливаются одновременно с молекулами воды.
Если же водный раствор содержит катионы различных металлов, то
при электролизе выделение их на катоде протекает в порядке уменьшения
алгебраической величины стандартного потенциала соответствующего
металла. Так, из смеси катионов Ag+, Cu2+, Fe2+ сначала восстанавливаются
катионы Ag+ (Е0 = 0,799 В), потом катионы Cu2+ (Е0 = 0,337 В), а затем
катионы Fe2+ (Е0 = -0,44 В).
Для процессов на аноде:
– характер окислительных процессов зависит также от материала
электродов. Различаются нерастворимые (инертные) и растворимые
(активные) электроды;
– инертные электроды изготовляются обычно из графита, угля,
платины; в процессе электролиза они химически не изменяются, а
служат лишь для передачи электронов во внешнюю цепь. При
использовании инертных анодов:
1. В первую очередь окисляются простые анионы в порядке
возрастания их Е0, не превышающих +1,5 в (S2-, J-, Br-,Cl-).
2. При электролизе водных растворов, содержащих анионы
кислородсодержащих кислот ( CO32 , NO3 , SO 24 , PO34 и др.), на аноде
окисляются не эти ионы, а молекулы воды.
3. В щелочных растворах на аноде окисляются ионы ОН4OH   4е  О 2  2Н 2 О ;
– при использовании растворимых анодов (из меди, цинка,
серебра, никеля и других металлов) электроны во внешнюю цепь
посылает сам анод за счет окисления атомов металла, из которого
сделан анод
анод в растворе во внешнюю цепь
Ме  Ме n  ne
Рассмотрим примеры.
Электролиз водных растворов солей (инертные электроды):
1.NaCl
↓
+
катод (–) ← Na + Cl- → (+) анод
2Н 2 О  2е  Н 2  2OH 
2Cl   2e  Cl 2
____________________________________
2Н 2 О  2NaCl  H 2  2NaOH  Cl 2 
2.K2SO4
↓
+
катод (–) ← 2K + SO 24 → (+) анод
Н2О
Н2О
2Н 2 О  2е  Н 2  2OH 
2Н 2 О  4е  O 2  4H 
__________________________________
2Н 2 О  2Н 2  О 2
3. ZnSO4
↓
2+
катод (–) ← Zn + SO 24 → (+) анод
Н2О
Н2О
Zn 2  2e  Zn
2Н 2 О  2е  Н 2  2OH  2Н 2 О  4е  O 2  4H 
________________________________________
ZnSO 4  2H 2 O  Zn  H 2  O 2  H 2SO 4
Электролиз водного раствора CuCl2 (активный медный электрод)
CuCl2
Cu
↓
катод (–) ← Cu2+ + 2Cl- → (+) анод
Cu 2  2 e  Cu
Cu - 2e  Cu 2
Вещества, полученные электролизом, как правило, имеют
высокую чистоту. Поэтому последняя реакция применяется для
рафинирования меди.
Количественные характеристики электролитических процессов
Количественная характеристика электролиза основывается на двух
законах Фарадея.
1. Масса вещества, окисленного на аноде или восстановленного на
катоде,
прямо
пропорциональна
количеству
электричества,
прошедшего через раствор электролита.
2.
Массы
различных
веществ,
окисляющихся
или
восстанавливающихся на электродах, прямо пропорциональны их
химическим эквивалентам. При этом 96487 или округленно 96500 Кл
электричества (26,8 ампер-часа) выделяют 1 эквивалент любого
вещества. Это количество электричества (как было выше сказано)
называется числом Фарадея (F).
Оба закона можно объединить общей формулой
эQ
,
m
F
где m - масса окисленного или восстановленного вещества, г;
э - эквивалент вещества;
Q - количество кулонов электричества, прошедшего через электролит
(Q = Jt, где J -сила тока в амперах; t - время в секундах);
F - число Фарадея, равное 96500 Кл.
Так как эквивалент Э = А/n, где А - атомная масса элемента; n - его
зарядность в соединении, то можно написать
AJt
m
.
n  96500
Если Jt = 1 Кл, то масса выделившего вещества составляет
A/(nּ96500) = E или, что то же, Э/96500 = Е.
Величина Е называется электрохимическим эквивалентом
вещества и характеризует собой массу вещества, окисляющегося или
восстанавливающегося на электродах при прохождении через
электролит 1 Кл электричества. Химический эквивалент связан с
электрохимическим соотношением Э = EּF.
Показателем эффективности электролиза является выход по току
η, %, определяемый как отношение массы вещества, фактически
полученной в данных условиях электролиза mп, к массе вещества,
теоретически вычисленной на основании закона Фарадея mт
m
m  96500
η п  п
 100 % .
mт
эJt
Электролиз широко применяется в технике. Электролиз
используется для получения многих активных металлов и неметаллов,
щелочей и некоторых солей. Электролизом пользуются в
гальванотехнике для покрытия изделий другим металлом: никелем,
цинком, оловом, хромом, золотом и т.д. С помощью электролиза
получают сложные неорганические и органические соединения
(электросинтез). Электролизом получают тяжелую воду.
Экспериментальная часть
Опыт 1. Электролиз водных растворов (CuSO4, Na2SO4, KCl)
с нерастворимым анодом.
В электролизер (U–образную трубку) налейте один из
указанных растворов. Угольные электроды поместите в
электролизер и пропустите ток в течение 5-10 мин. Наблюдайте, что
происходит на электродах, изменяется ли окраска, выделяется ли
газ.
Напишите уравнения реакций, протекающих на электродах.
Изменяется ли концентрация раствора в результате электролиза?
1) CuSO4
2) Na2SO4 (к раствору Na2SO4 прибавить 1-2 капли раствора
лакмуса)
3) KCl (к раствору KCl добавить 1-2 капли фенолфталеина)
Опыт 2. Электролиз с растворимым анодом
В качестве примера рассмотрим электролиз с медным анодом. В
качестве катода тоже предпочтительнее использовать медный
(например, так очищают черновую медь, полученную термическим
восстановлением). В качестве электродов берут медные пластины
толщиной несколько миллиметров. Электролит состоит из раствора
медного купороса (150–190 г/л) и серной кислоты (185–190 г/л).
Последняя увеличивает электропроводность и предотвращает
образование на катоде гидроксида меди (II). Лучше всего процесс
протекает при температуре 50-60 оС и плотности тока 0,016-0,205
А/см2.
Расстояние между электродами составляет 45-50 мм. Время
проведения и силу тока задаёт преподаватель. Составьте схему
электролиза с учётом того, что для написания электродных реакций на
катоде и аноде нужно сравнивать электродные потенциалы меди и
других ионов, присутствующих в электролите. Учесть, что
перенапряжение реакции окисления катионов меди мало, поэтому в
указанном интервале потенциалов вода разлагаться не может.
Опыт3. Электролиз раствора иодида калия
В U–образную трубку налить раствор иодида калия KI.
Электролиз проводится с угольными или медными электродами. В
анодное колено добавить несколько капель раствора крахмала, в
катодное – столько же фенолфталеина. Пропустить через раствор ток
определенной силы в течение 2-3 мин. Что наблюдается при этом?
Дайте объяснение и схему электролиза. Рассчитайте объём и массу
продукта, выделившегося на катоде.
Контрольные вопросы и задания
1. Какой процесс называется электролизом?
2. Чем определяется, какой из возможных процессов окисления –
восстановления будет протекать в первую очередь?
3. Промышленный способ получения каустика NaOH – электролиз
раствора поваренной соли NaCl. Запишите схематически этот процесс.
4. Какие процессы протекают на электродах при электролизе раствора
хлорида никеля (II), в случае: а) никелевого анода; б) угольного анода.
5. В какой последовательности выделяются на катоде металлы при
электролизе раствора, содержащего ионы Zn2+, Ag+, Sn2+?
6. При электролизе раствора сульфата никеля током 10А в течение 5
часов (электроды угольные) на катоде выделилось 50г никеля. Какой
продукт образуется на аноде и в каком количестве? Вычислить выход
никеля по току.
Приложение 1.
Стандартные электродные потенциалы в водных растворах по
водородной шкале
Электро Электродный
д
процесс
+
Si / Si
Si+ + e– = Si
K+ / K
K+ + e– = K
Ba2+
/ Ba2+ + 2e– = Ba
Ba
Ca2+
/ Ca2+ + 2e– = Ca
Ca
Na+ / Na Na+ + e– = Na
Mg2+ / Mg2+ + 2e– = Mg
Mg
Al3+ / Al Al3+ + 3e– = Al
Mn2+ / Mn2+ + 2e– = Mn
Mn
Zn2+
/ Zn2+ + 2e– = Zn
Zn
Cr3+ / Cr Cr3+ + 3e– = Cr
Fe2+ / Fe Fe2+ + 2e– = Fe
Co2+
/ Co2+ + 2e– = Co
Co
Ni2+ / Ni Ni2+ + 2e– = Ni
Sn2+ / Sn Sn2+ + 2e– = Sn
Е0, В Электрод
–
3,045
–
2,925
–
2,900
–
2,870
–
2,714
–
2,370
–1,70
Pb2+ / Pb
Электродный
процесс
Pb2+ + 2e– = Pb
2H+ / H2
2 H+ + 2e– = H2
0
Cu2+ / Cu
Cu2+ + 2e– = Cu
0,337
Ag+ / Ag
Ag+ + e– = Ag
0,799
Hg2+ / Hg
Hg2+ + 2e– = Hg
0,854
Au3+ / Au
Au3+ + 3e– = Au
1,500
–
1,180
–
0,763
–
0,740
–
0,440
–
0,403
–
0,250
–
0,166
2J– / J2
O2 / OH–
Е0, В
–0,126
O2 + 2H2O + 4e– = 0,401
4OH–
2 J– – 2e– = J2
0,530
NO3– / N2O4 4H+ + 2NO3–+2e– = 0,800
=N2O4 + 2H2O
–
NO3 /HNO2 3H+ + NO3– + 2e– = 0,940
=HNO2 + H2O
–
2 Br / Br2 2 Br– – 2e– = Br2
1,070
2 Cl– / Cl2 2Cl– –2e– = Cl2
2SO42–
/S2O82–
2 F– / F2
1,360
2 SO42– – 2e– = 2,050
S2O82–
2 F– – 2e– = F2
2,850
Приложение 2
Величина перенапряжения выделения водорода и кислорода на
электродах
Электрод
Pt (пористая)
Pd
Au
Fe
Pt (гладкая)
Н2, В
0,03 – 0,04
0
0,02 – 0,1
0,1 – 0,2
0,2 – 0,4
О2, В
0,3
0,4
0,5
0,3
0,5 – 0,7
Ag
Ni
Cu
Cd
Zn
Hg
графит
0,2 – 0,4
0,2 – 0,4
0,4 – 0,6
0,5 – 0,7
0,6 – 0,8
0,8 – 1,0
0,65
0,4
0,05
–
0,4
–
–
1,17
Лабораторная работа №3
по теме: Коррозия металлов
Цель работы: изучение условий возникновения коррозионных
микроэлементов, их моделей, а также влияние различных факторов на
скорость электрохимической коррозии металлов. В работе изучаются
процессы пассивации металлов и активации коррозии.
Теоретические основы.
Коррозией называют самопроизвольный процесс разрушения
металлов и сплавов под действием окружающей среды.
Различают два вида коррозии - химическую и электрохимическую.
Химическая коррозия обусловлена взаимодействием металлов с
веществами,
содержащимися
в
окружающей
среде.
В
производственных условиях такими веществами, помимо О2, являются
SO2, CO2, H2S, NH3 и др.
Химическую
коррозию,
обусловленную
взаимодействием
металлов с газами, называют газовой. Основной вклад в газовую
коррозию металла вносит кислород воздуха. Различные металлы
обладают различной устойчивостью по отношению к О2. Некоторые
металлы (Al, Cr, Zn, Pb, Sn) образуют на воздухе плотные пленки
оксидов, не разрушающиеся при изгибе или нагревании. Такие пленки
защищают металл от дальнейшего доступа к нему газов и жидкостей,
и процесс коррозии резко замедляется. Оксидные пленки других
металлов (например, Fe) представляют собой рыхлые, пористые,
механически непрочные образования. Они не предохраняют металл от
доступа к нему газов и жидкостей. Поэтому такие металлы
корродируют особенно быстро.
Однако наибольший вред приносит не химическая, а
электрохимическая коррозия, связанная с переходом электронов от одних
участков металла к другим. Закономерности, наблюдаемые при работе
гальванических
элементов,
позволяют
понять
процесс
электрохимической коррозии металлов. Механизм электрохимической
коррозии связан с образованием гальванической пары при контакте двух
металлов различной активности, контакте металла и сплава,
образованием микрогальванических пар из зерен разных металлов.
Дело в том, что металлы обычно содержат примеси других
металлов и неметаллов. При соприкосновении таких металлов с
электролитом (которым может служить Н2О, адсорбированная из
воздуха, поскольку в ней всегда имеются ионы растворенных веществ)
на поверхности металла возникает множество микрогальванических
пар. В этих парах атомы более активного металла (обычно Fe) играют
роль анода, а атомы менее активного - роль катода. Схема
электрохимической коррозии железа с включением меди изображена
на рис.1.
Рис. 1. Схема электрохимической коррозии железа.
Металлы высокой степени чистоты более коррозионно устойчивы.
Наглядный пример устойчивости железа высокой степени чистоты железная колонна в Индии, дошедшая к нам из глубокой древности.
Коррозия - процесс поверхностный и при отсутствии трещин
внутри металла развиваться не может. Поэтому одним из способов
защиты от коррозии является нанесение на поверхность металла
металлических и неметаллических покрытий.
В качестве металлических покрытий используют пленки Au, Ag,
Ni, Cr, Zn и других металлов, которые мало подвергаются коррозии изза своей индеферентости или по причине образования прочных
оксидных пленок. Некоторые из этих металлов (Au,Ag,Ni,Cr), помимо
защитной, выполняют и эстетическую функцию - придают изделиям
приятный внешний вид.
Различают два вида металлических покрытий - анодное и
катодное. Покрытие называется анодным, если оно изготовлено из
металла, более активного, чем защищаемый; катодным, если
изготовлено из менее активного металла. Примером анодных
покрытий для изделий из железа являются пленки из Zn, Cr, примером
катодных - пленки из Ni, Sn, Au, Ag. Катодные покрытия не защищают
металлы в случае нарушения их целостности (трещины, царапины),
так как при наличии электролита возникает гальваническая пара, роль
растворенного анода в которой играет защищаемый металл.
Неметаллические покрытия также делятся на два вида неорганические и органические. В качестве органических покрытий
используются пленки лаков, красок, пластмасс, резины, битума, в
качестве неорганических - эмали.
Протекторная защита заключается в соединении защищаемого
изделия проводником с протектором - пластиной из более активного
металла (Al, Mg, Zn). В процессе коррозии протектор служит анодом и
разрушается, предохраняя от коррозии металлическое изделие или
конструкцию (например, корпус корабля).
Электрохимическая (катодная) защита заключается в соединении
соединяемого изделия с катодом внешнего источника тока, вследствие
чего изделие становится катодом. Анодом служит вспомогательный,
обычно стальной, электрод (кусок металла), который и разрушается в
процессе коррозии.
В кислых растворах идет процесс водородной деполяризации:
+
2Н + 2е  Н2 
В нейтральных и щелочных средах идет процесс с участием
растворенного кислорода воздуха - кислородная деполяризация:
О2 + 2Н2О + 4е  4ОН 
Пример Коррозия контакта Cu / Zn , среда - КОН.
Zn:
Zn - 2e  Zn2+
2

Cu: О2 + 2Н2О + 4е  4ОН
1
Zn+O2+2H2O
к о рро з ия Zn / Cu, cре да КОН
 

2Zn(OH)2
ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
Опыт 1. Коррозия оцинкованного и луженого железа
Зачистите наждачной бумагой две железные проволочки.
Прикрепите к одной из них гранулу цинка, а к другой - гранулу олова.
Опустите проволочки в отдельные пробирки. В каждую пробирку
добавьте по 2-3 мл дистиллированной воды, 5 капель 2N раствора
серной кислоты и 1 каплю раствора гексацианоферрата (III) калия
K3[Fe(CN)6]. Сравните изменения в обеих пробирках.
Примечание. Гексацианоферрат (III) калия K3[Fe(CN)6]
используют для качественной реакции на ион Fe2+. В присутствии
ионов двухвалентного железа образуется темно-синий осадок
KFe[Fe(CN)6].
Опыт 2. Коррозия железа в присутствии меди
В стакан объемом 50 мл налейте дистиллированную воду,
растворите в ней немного хлорида натрия (катализатор коррозии),
добавьте 1 мл раствора гексацианоферрата (III) калия и несколько
капель раствора фенолфталеина. Опустите в стакан перевитые медную
и железную проволочки.
наблюдаемые явления.
Через
несколько
минут
отметьте
Опыт 3. Катализаторы (стимуляторы) коррозии
Налейте в пробирку 2 мл 2N раствора соляной кислоты и
опустите в нее алюминиевую проволочку. Идет ли реакция? Добавьте
в пробирку небольшое количество кристаллического хлорида натрия.
Запишите наблюдения.
Опыт 4. Защита от коррозии. Оксидирование
Зачистите наждачной бумагой 2 железных гвоздя и один из них
поместите на 5 минут в пробирку с концентрированной азотной
кислотой. Промойте гвозди водой и опустите их в стакан с
разбавленной серной кислотой. Сравните интенсивность выделения
газа в обоих случаях.
Опыт 5. Защита от коррозии. Ингибирование
В две пробирки поместите немного железных опилок, добавьте в
одну из них 1 мл раствора формалина (СН2О) и прилейте в каждую
пробирку по 2 мл разбавленной соляной кислоты. Сравните
интенсивность выделения газа в каждой пробирке.
Опыт 6. Анодные и катодные защитные покрытия
В две пробирки налейте (1/2 объема) воды и добавьте по 1-2 мл
Н2SO4 и по 2-4 капли раствора K3[Fe(CN)6]. В одну пробирку
поместите полоску оцинкованного, а в другую – луженого железа.
Через 5 мин отметьте изменение цвета раствора в пробирках.
Объясните ваши наблюдения, запишите уравнения анодных и
катодных процессов и приведите схемы работы коррозионных
элементов. Укажите, какое из изученных покрытий было анодное и
какое – катодное.
Форма лабораторного отчета.
1. Название лабораторной работы.
2. Краткое описание, цель работы.
3. Номер и название опыта.
4. Значения стандартных электродных потенциалов металлов,
катод и анод микрогальванической пары.
5. Уравнения электрохимических процессов, идущих на аноде и
на катоде.
6. Наблюдения и обсуждения.
7. Выводы.
Типовые задачи.
1. Написать уравнения химических реакций, протекающих при
коррозии следующих сплавов (контактов): а) Cu/Cr, среда HCl; б)
Zn/Al, среда KOH; в) Fe/Sn, среда H2O; г) Ag/Cu, среда H2SO4; д)
Fe/Zn, среда KCl; е) Mg/Zn, среда NaOH.
2. Предложить анодное покрытие для защиты цинка от коррозии.
Обосновать и указать достоинства и недостатки способа.
3. Предложить катодное покрытие для защиты меди от коррозии.
Обосновать и указать достоинства и недостатки способа.
ЛИТЕРАТУРА:
1. Глинка Н.Л. Общая химия: Учебное пособие для вузов / Под ред.
А.И. Ермакова. – изд. 30-е, исправленное – М.: Ин6теграл-Пресс,
2005.- 728 с.
2. Гельфман М.И., Ковалевич О.В., Юстратов В.П. Коллоидная
химия. – СПб.: Издательство «Лань», 2003. – 336 с., ил. –
(Учебник для вузов).
3. Коровин Н.В. Общая химия: Учеб. для технических направ. И
спец. Вузов.- 2-е изд., испр. и доп.- М.: Высш. шк., 2000. – 558с.,
ил.
4. Коровин Н.В., Мингулина Э.И., Рыжова Н.Г. Лабораторные
работы по химии.м.: Высш.шк., 1986.-239с.:ил.
5. Практикум по общей и неорганической химии: Пособие для
студентов вузов / В.И. Фролов, Т.М. Курохтина, З.Н. Дымова и
др.; Под ред. Н.Н. Павлова, В.И. Фролова. – 2-е изд., перераб. и
доп. – М.: Дрофа, 2002. - 304 с.: ил.