Ряд напряжений. Гальванические элементы (ГЭ)

Гальванические элементы (ГЭ) – это химические источники тока (ХИТ) одноразового действия. Они состоят из электродов (проводники первого рода), погруженных в растворы или расплавы электролитов (проводники второго рода). В ГЭ энергия химической окислительно-восстановительной реакции непосредственно преобразуется в электрическую.

Простейшая электрохимическая схема ГЭ:

(-) электрод, / электролит 1 // электролит 2 / электрод, (+)

имеющий меньшее С₁ (моль/л) С₂ (моль/л) имеющий большее

значение электродного значение электродного

потенциала потенциала

 

Электрохимический процесс занимает важное место на пути превращения химической энергии топлива в электрическую. Электрохимические превращения находят своё воплощение и в других химических источниках

тока (топливные элементы, аккумуляторы). Мощность всех работающих в настоящее время ХИТ соизмерима с мощностью всех электростанций в мире. Они обеспечивают автономное питание радиотехнической и электронной аппаратуры, работают бесшумно, не загрязняют окружающую среду, просты в обслуживании, имеют высокий КПД.

Цель работы

1. Исследовать восстановительную способность металлов в ряду напряжений.

2. Собрать цинково-медный гальванический элемент, измерить его напряжение при различных концентрациях солей цинка и меди.

3. Рассчитать теоретическое значение напряжения гальванического элемента.

4. Определить абсолютную и относительную ошибки опыта.

Опыт №1. Вытеснение водорода из кислоты металлами

Выполнение опыта

В три пробирки налить по 2–3 мл 2н. раствора соляной кислоты HCl и поместить (порознь) по кусочку магния, цинка и меди, предварительно зачищенных наждачной бумагой с целью удаления оксидных пленок.

Наблюдения и выводы

1. Составить молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций.

2. Какие из взятых металлов вытесняют водород из разбавленной соляной кислоты?

3. Составить электронные уравнения к ОВР.

4. Объяснить различную скорость вытеснения водорода из кислоты металлами.

5. Разместить металлы в ряд в порядке уменьшения их активности. Сравнить с рядом напряжений металлов.

Опыт №2. Вытеснение металлов из растворов их солей другими металлами

Выполнение опыта

Налить в две пробирки по 2 – 3 мл 0,5н. раствора сульфата меди CuSO₄ и опустить в одну из них, очищенную от ржавчины, железную проволоку, в другую – очищенную алюминиевую проволоку. Проделать аналогичный опыт с 0,1н. раствором нитрата свинца Pb(NO₃)₂, опустив в одну из пробирок гранулированный цинк, в другую – медную проволоку.

Наблюдения и выводы

1. Результаты наблюдений записать в таблицу 14.1. Отметить знаком «+» вытеснение металла из раствора его соли и знаком «–» отсутствие вытеснения.

Таблица 14.1

Результаты наблюдений

Металл, опускаемый в раствор соли	Ионы металлов в растворе.
Cu^+2	Pb^+2
Fe
Al
Zn
Cu

 

2. Написать молекулярные и ионно-молекулярные уравнения происходящих реакций, сопроводить их электронными уравнениями.

Опыт №3. Цинково-медный гальванический элемент

Выполнение опыта

Собрать прибор, изображенный на схеме 14.2. Один из стаканов наполнить раствором сульфата меди С(CuSO₄) = 1моль/л и опустить в него медную пластинку, а второй – раствором сульфата цинка С(ZnSO₄)=1моль/л и опустить в него цинковую пластинку. Пластинки хорошо зачистить наждачной бумагой. Соединить растворы в стаканах электролитным мостиком, заполненным раствором хлорида калия KCl.

Использовать различные концентрации растворов: ZnSO₄ (1М), CuSO₄ (1М); ZnSO₄ (0,1М), CuSO₄ (1M); ZnSO₄ (1М), CuSO₄ (0,1M) и другие (по указанию преподавателя).

С помощью рН-метра, иономера или вольтметра замерить электродные потенциалы анода и катода, а затем и напряжение ГЭ (метод измерения описан в лабораторной работе №13 «Определение электродных потенциалов металлов»).

Схема 14.2. Цинково-медный гальванический элемент

 

Наблюдения и выводы

1.Все результаты записать в таблицу 14.2.

Таблица 14.2

φ к , В	φ а, В	ε, В	Абсолютная ошибка
изм.	рассч.	изм.	рассч.	изм.	рассч.	ε рассч.- εизм.

 

2. Пересчитать измеренные потенциалы электродов на водородную шкалу по формуле:

φ _{по в.ш.} = φ_{по х.с.} + 0,2,В. (14.1)

3. Значение расчетного электродного потенциала проводить по уравнению Нернста.

4. Рассчитать теоретическое значение напряжения ГЭ по формуле:

ε = φ_к - φ_а . (14.2)

5. Записать электрохимическую схему гальванического элемента; электродные процессы и суммарную реакцию, происходящие при его работе.

 

 

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 15

Коррозия металлов

 

Коррозией металлов называется процесс химического разрушения металлов под действием окружающей среды.

Причиной коррозии является термодинамическая неустойчивость металлов в различных средах. Все коррозионные процессы протекают самопроизвольно с уменьшением свободной энергии (∆G).

По механизму протекания различают химическую и электрохимическую коррозию.

Под химической коррозией понимают окисление металла, не сопровождающееся возникновением в системе электрического тока. Процессы окисления и восстановления не разделены друг от друга в пространстве.

Электрохимическая коррозия - разрушение металла в среде электролита в результате реакций электрохимического характера. Эта коррозия обусловлена двумя протекающими раздельно процессами – анодным и катодным.

Электрохимическая коррозия протекает по двум различным механизмам и подразделяется на два типа: гальванокоррозию и электрокоррозию.

В практике часто имеют дело с контактом двух различных металлов. При наличии электролита в месте контакта самопроизвольно возникает коррозионный гальванический элемент.

При гальванокоррозии различают атмосферную коррозию (в нейтральной среде) и коррозию в кислой среде (как в присутствии кислорода, так и в отсутствии кислорода).

Рассмотрим, например, коррозию железа, контактирующего с медью, в различных условиях.

1).Атмосферная коррозия в нейтральной среде в присутствии кислорода. Схема возникающего при этом коррозионного элемента:

(-) Fe / H₂O, O₂ / Cu (+)

Знаки электродов во внешней цепи указывают на меньшее (-) и большее (+) значение величин стандартных электродных потенциалов металлов:

φ_Fe²⁺_/Fe = -0,44B; φ_Cu²⁺_/Cu = 0,34B.

На аноде протекает процесс: Fe - 2e^- = Fe²⁺,

а на катоде: 2Н₂О + О₂ +4е^- = 4ОН^- (кислородная деполяризация).

Суммарная реакция: 2Fe + 2Н₂О + О₂ = 2Fe(ОН)₂.

Продуктом коррозии является гидроксид железа (II), который окисляется до гидроксида железа (III):

4Fe(ОН)₂ + 2Н₂О + О₂ = 4Fe(ОН)₃, который, теряя молекулу воды, превращается во ржавчину: Fe(ОН)₃ → Н₂О + FeООН (оксид гидроксид железа (III).

 

2) Коррозия в нейтральной среде в отсутствии кислорода. Схема коррозионного гальванического элемента:

(-) Fe / Н₂О / Cu (+).

Анодный процесс: Fe - 2e^- = Fe²⁺;

катодный: 2Н₂О + 2е^- = Н₂ + 2ОН^- (водородная деполяризация).

Суммарная реакция: Fe + 2H₂O = H₂ + 2Fe(OH)₂.

Продуктом коррозии, как и в первом случае, является гидроксид железа (II), который далее превращается в гидроксид железа (III) и во ржавчину.

 

3). Коррозия железа в растворе серной кислоты в присутствии кислорода. Схема коррозионного гальванического элемента:

(-) Fe / Н₂SО₄, O₂ / Cu (+).

Анодный процесс: Fe - 2e^- = Fe²⁺;

катодный: О₂ + 4Н⁺ + 4е^- = 2Н₂О.

Суммарная реакция: 2Fe + О₂ + 4Н⁺ = 2 Fe²⁺ + 2Н₂О.

Продуктом коррозии является соль – сульфат железа (II) FeSО₄.

 

4). Коррозия железа в растворе хлороводородной кислоты в отсутствии кислорода. Схема коррозионного гальванического элемента:

(-) Fe / НСl / Cu (+).

На аноде протекает процесс: Fe - 2e^- = Fe²⁺;

на катоде: 2Н⁺ + 2е^- = Н₂.

Суммарная реакция: Fe + 2Н⁺ = Fe²⁺ + Н₂.

Продуктом коррозии является соль – хлорид железа (II) FeСl₂.

Для оценки скорости коррозии используют показатели коррозии.

Весовой показатель коррозии:

∆m

K_m = ---------; г/м² ч,(15.1)

τ S

 

где ∆m - масса металла, разрушенного за время коррозии, г;

τ – время коррозии, ч,

S – площадь поверхности корродируемого металла, м².