Лабораторная работа по дисциплине «Общая и неорганическая химия» для ВлГУ, пример оформления

Лабораторная работа “Гальванические элементы” Теоретическая часть. Электрохимические процессы – это гетерогенные, окислительно-восстановительные процессы, сопровождающиеся возникновением электрического тока или протекающие под действием электрического тока на границе раздела: электрод-раствор или расплав электролита. Электрохимические реакции протекают в источниках электрической энергии: гальванических элементах, аккумуляторах, топливных элементах, при электрохимической коррозии металлов и сплавов, в процессах электролиза и др. При погружении металла в раствор электролита, содержащий ионы этого металла, на границе раздела «металл-раствор» устанавливается подвижное равновесие: Me ↔ Meⁿ⁺ + nē Или с учетом гидратации ионов: Me + mH2O ↔ Men+·mH2O + nē. Этому равновесию соответствует определенный скачок потенциала, называемый равновесным электродным потенциалом. Электродный потенциал можно вычислить по уравнению Нернста: j n+ = j n+ + a n+ nF RT Me 0 Me Me Me Me ln , Где j Me Me j n+  — стандартный электродный потенциал, В; n – количество электронов в электродной реакции; aMen+  — активная концентрация ионов металла, моль/л Активная концентрация иона может быть рассчитана по формуле: aMen+ ≈ Cm * f Где Cm – молярная концентрация электролита, моль/л, f – коэффициент активности иона. Стандартные потенциалы металлических электродов определяют по отношению к стандартному водородному электроду, потенциал которого условно принят равным 0. Если концентрация ионов отличается от стандартных условий, потенциал водородного электролита может быть вычислен по уравнению Нернста. Для растворов слабых электролитов jH+/ H j = 0,059*lg [H] Если известен рН раствора, то потенциал водородного электрода может быть рассчитан по формуле j+/ H j  = — 0,059 * рН Из двух любых электродов, имеющих разные потенциалы, можно составить гальваническую цепь или собрать гальванический элемент. Конструктивно, гальванический элемент можно представить как систему, состоящую из двух электродов, погруженных в раствор электролитов. Для замыкания внутренней электрической цепи растворы соединяют электролитическим мостиком. Внешняя цепь замыкается металлическим проводником. Подключаются измерительные приборы. Разность потенциалов катода и анода при силе тока во внешней цепи близкой к 0 составляет ЭДС элемента ЭДС = φк – φа Вычислив по уравнению Нернста потенциалы катода и анода, можно рассчитать теоретическое значение ЭДС. При работе гальванического элемента на аноде протекают реакции окисления, на катоде – восстановления. Экспериментальная часть. Опыт 1. Определение ЭДС цинк-медного гальванического элемента Приготовить 0,005 М раствор ZnSO4 путем разбавления 0,05 М раствора этой соли и раствор 0,1 М CuSO4 разбавлением 0,5 М раствора. Растворы готовить следующим образом. Отмерить пипеткой или мерным цилиндром расчетное количество раствора сульфата цинка, перенести в мерную колбу на 50 мл, довести дистиллированной водой до метки и перемешать. Аналогично приготовить и раствор сульфата меди. Растворы солей цинка и меди налить отдельно в стаканчики на 50 мл. Собрать гальванический элемент, как показано на рис. 4. Для этого погрузите цинковую пластину в раствор сульфата цинка, а медную – в раствор сульфата меди. Для замыРис. 4. Цинк-медный гальванический элемент: 1 – стаканы с раствором электролита, 2 – электроды, 3 – солевой мостик, 4 – вольтметр 59 кания внутренней цепи элемента солевой мостик в виде изогнутой трубки с гелем, содержащим хлорид калия, опустить в раствор солей. Электроды с помощью проводов подключить к высокоомному входу потенциометра. Измерить разность потенциалов электродов, которая должна соответствовать практическому значению ЭДС элемента. Рассчитать теоретическое значение ЭДС данного элемента по уравнению Нернста, учитывая, что коэффициент активности ионов цинка в 0,005 М растворе сульфата цинка g = 0,48, а коэффициент активности ионов меди в 0,1 М растворе сульфата меди g = 0,16. Рассчитать относительную ошибку опыта. Написать схему гальванического элемента и уравнения электродных реакций. ЭДС=φ_к-φ_а φ=С_м f φ⁰ _Zn=-0,76 φ⁰ _Cu=+0,34 φ _Cu= φ⁰ _Cu+0.059/2lgC_M f=0,34+0,0295*lg0,16*0,1=0.287 B φ _Zn= φ⁰ _Zn+0.059/2lgC_M f=-0,76+0,0295*lg0,48*0.005=-0,837 B ЭДС_т=1,117 В Рассчитаем относительную ошибку опыта. η= ЭДС_т – ЭДС_пр / ЭДС_пр *100% = 0.34 % А: Zn-2e=Zn2+ K: Cu2++2e=Cu A; (-) Zn/ZnSO4,║, CuSO4 (+); K Опыт 2. Определение ЭДС концентрационного гальванического элемента Приготовить 0,01 М раствор сульфата меди (II) из 0,05 М раствора. Для этого расчётное количество 0,05 М раствора сульфата меди (II) отмерить пипеткой или мерным цилиндром, перенести в мерную колбу на 50 мл и довести до метки дистиллированной водой. В качестве второго раствора взять приготовленный в предыдущем опыте 0,1 М раствор сульфата меди (II). Оба раствора налить в стаканчики на 50 мл и собрать гальванический элемент, используя в качестве электродов две медные пластины. Измерить практическое значение ЭДС элемента. Рассчитать потенциал медного электрода в растворе с меньшей концентрацией, учитывая, что коэффициент активности ионов для 0,01 М раствора сульфата меди (II) g = 0,43. Потенциал медного электрода в 0,1 М растворе сульфата меди взять из первого опыта. Сопоставить величины двух медных электродов. Определить анод и катод. Рассчитать теоретическое значение ЭДС. Вычислить относительную ошибку опыта. Написать схему гальванической цепи. Составить уравнения реакций. Сделать вывод о том, сколько времени может работать гальванический элемент. φ_1 Cu = 0,34 + 0,059/2 * lg(0,43 * 0,01) = 0,027 B φ_2 Cu = 0,29 B (из первого опыта) ЭДС = 0,02 В Сu / 0,01 М СuSO4 // 0,1 M CuSO4 / Cu А:Cu0 – 2e = Cu2+ K:Cu2+ + 2e = Cu0 Вывод: Работа концентрационного гальванического элемента возможна до тех пор, пока, в процессе работы, не растворится электрод анода, или же, если электрод достаточно большой, до выравнивания концентраций в растворах.