Ćwiczenie 11, książki, CHEMIA, ebook, pdf

[ Pobierz całość w formacie PDF ]

Politechnika Warszawska

Wydział Budownictwa Mechaniki i Petrochemii w Płocku

Laboratorium Chemii Budowlanej

Instrukcja do ćwiczenia:

SZEREG ELEKTROCHEMICZNY METALI

REAKCJE REDUKCJI - UTLENIANIA

Opracowała:

dr inż. Maria Bukowska

Płock, marzec 2007

Spis treści:

I. Temat ćwiczenia................................................................................................................. 3

II. Cel ćwiczenia...................................................................................................................... 3

III. Podstawy teoretyczne…..................................................................................................... 3

1. Procesy elektrodowe. Elektrody I rodzaju. Wzór Nernsta……………………………..… 3

2. Elektrody II rodzaju, elektrody odniesienia…………………………………………….... 5

3. Szereg elektrochemiczny metali……………………...………………………………….. 5

4. Reakcje redukcji – utleniania (redoks)…………………...……………………...………. 7

IV. Wykonanie ćwiczenia......................................................................................................... 8

1. Reakcje metalicznego cynku z solami……………………………..…………………….. 8

2. Reakcje metalicznej miedzi z solami…………………………………………………….. 9

3. Reakcje metalicznego cynku i metalicznej miedzi z kwasami rozcieńczonymi

i stężonymi.......................................................................................................................... 9

4. Określenie wpływu pH środowiska na aktywność utleniającą KMnO4........................... 10

V. Opracowanie wyników..................................................................................................... 11

VI. Literatura........................................................................................................................... 11

I. Temat ćwiczenia: Szereg napięciowy metali. Reakcje redukcji-utleniania (redoks)

II. Cel ćwiczenia: Zapoznanie z reakcjami opisującymi procesy zachodzące w ogniwach galwanicznych oraz towarzyszące zjawiskom korozji elektrochemicznej metali. Zbadanie aktywności chemicznej metali różniących się potencjałem standardowym oraz wpływu pH środowiska na mechanizm reakcji redoks.

III. Podstawy teoretyczne1. Procesy elektrodowe. Elektrody (półogniwa) I-go rodzaju

Jeżeli metal zostanie zanurzony w wodzie lub roztworze własnej soli wówczas utworzy się półogniwo zwane również elektrodą I rodzaju, bowiem na granicy metal - roztwór powstanie skok potencjału. Skok potencjału spowodowany jest istnieniem równowagi dynamicznej między powierzchnią metalu (Me) i powierzchnią roztworu. W tej samej jednostce czasu:

- jony metalu opuszczają sieć krystaliczną przechodząc do roztworu i tworząc uwodnione jony dodatnie (Mez+. nH2O) a na powierzchni metalu pozostają elektrony ze (reakcja utleniania),

- uwodnione jony metalu zawarte w roztworze zobojętniają się przyłączając pozostałe na powierzchni metalu elektrony i osadzają się na powierzchni metalu wbudowując się w jego sieć krystaliczną (reakcja redukcji).

Schemat budowy elektrody I-rodzaju, dowolnej elektrody metalowej przedstawia rys. 1A.

Utworzoną na granicy faz równowagę zapisujemy następująco:

Me + nH2O Mez+. nH2O + ze

lub po prostu:

Me Mez+ + ze

gdzie: ze – liczba elektronów biorących udział w elektrodowym procesie utleniania - redukcji

Potencjał elektrody metalowej zwanej elektrodą I-rodzaju zależy: od rodzaju metalu, stężenia jego jonów w roztworze, temperatury i definiuje go wzór Nernsta:

E = E0 + ln aMez+

gdzie: E – potencjał elektrody (półogniwa)

E0 – potencjał standardowy elektrody (stała całkowania)

R- stała gazowa

T- temperatura w K

F- stała Faradaya

z-liczba elektronów

aMez+- aktywność stężeniowa jonów metalu

Dla temp. 298 K, po wprowadzeniu wartości stałych i zamianie ln na lg wzór ma postać:

E = E0 + lgaMez+

Przykłady reakcji dla elektrod metalowych:

żelaznej Fe → Fe2+ + 2e

miedziowej Cu → Cu2+ + 2e

Z wzoru Nernsta wynika, że potencjał standardowy elektrody jest to potencjał jaki utworzy się na granicy metal - roztwór jonów metalu, gdy aktywność stężeniowa jonów wynosi 1 (ln1 i lg1 = 0).

Do elektrod I-go rodzaju zaliczamy także elektrody gazowe, których potencjał zależy ponadto od ciśnienia. Do elektrod gazowych zaliczamy elektrodę wodorową, na której ma miejsce reakcja elektrodowa:

H2 2H+ + 2e

Potencjał tej elektrody zależy od stężenia jonów wodorowych i ciśnienia wodoru gazowego:

E = 0,000 + 0,0285 lg(a2H+/apH2)

Schemat budowy elektrody wodorowej przedstawia rysunek nr 1B.

Rys. 1. Schemat budowy elektrody metalowej – A i elektrody wodorowej (gazowej) – B. Drucik platynowy w elektrodzie wodorowej pełni rolę przewodnika, a blaszka pokryta czernią platyno-wą ułatwia przebieg procesu redukcji jonów wodorowych do wodoru gazowego

Potencjał standardowy elektrody wodorowej przyjęto arbitralnie za równy 0,000 V. Standardowa elektroda wodorowa to płytka lub drut Pt pokryte czernią platynową zanurzone w roztworze jonów wodorowych o aktywności stężeniowej aH+ równej 1, omywana jest wodorem gazowym o aktywności ciśnieniowej = 1 (wodór o ciśnieniu cząstkowym = 1 bar w temperaturze 298 K).

2. Elektrody II-go rodzaju, elektrody odniesienia

Aby zmierzyć potencjał elektrody należy zmierzyć siłę elektromotoryczną ogniwa utworzonego z tej elektrody i innej elektrody o znanym potencjale, np. standardowej elektrody wodorowej. Takie postępowanie jest bardzo niewygodne (konieczność utrzymywania stałego ciśnienia wodoru oraz stałego stężenia jonów wodorowych) i w praktyce używane są do tego celu elektrody o stałym potencjale – elektrody odniesienia, elektrody II-go rodzaju. Elektrody te są zbudowane z metalu pokrytego trudno rozpuszczalną solą tego metalu i zanurzonego w roztworze soli dobrze rozpuszczalnej, zawierającej aniony soli trudno rozpuszczalnej. Potencjał takich elektrod stabilizowany jest iloczynem rozpuszczalności soli trudno rozpuszczalnej i jest stały w czasie pomiarów. Do takich elektrod bardzo prostych w użyciu należą:

- elektroda kalomelowa Hg, Hg2Cl2/Cl-. Często roztwór Cl- to nasycony roztwór KCl zaś elektroda nosi nazwę nasyconej elektrody kalomelowej (NEK). Potencjał tej elektrody w stosunku do standardowej elektrody wodorowej w temp. 298 K wynosi 0,242 V,

- elektroda chlorosrebrowa Ag, AgCl/Cl-.

W tym miejscu należy zaznaczyć, że aby utworzyć ogniwo, elektrody powinny mieć ze sobą kontakt elektryczny poprzez roztwór. Do tego celu służy klucz elektrolityczny, często połączony z elektrodą odniesienia na stałe. Klucz elektrolityczny wypełniony jest roztworem elektrolitu i zawiera błonę półprzepuszczalną. Schemat ogniwa do pomiaru potencjału elektrodowego przedstawia rys.2.

Rys. 2. Schemat układu pomiarowego do określania potencjału elektrody badanej, np. żelaznej. Oznaczenia: 1 – elektroda badana, 2 – elektroda odniesienia z kluczem elektrolitycznym, 3 – elektrolit, 4 – potencjometr o wysokiej oporności wejściowej.

3. Szereg elektrochemiczny metali (szereg napięciowy metali)

Szereg napięciowy metali jest fragmentem szeregu elektrochemicznego. Jest to ciąg reakcji elektrodowych metali i wodoru uszeregowanych wg wzrastającej wartości potencjału standardowego. Szereg napięciowy metali może mieć postać tabeli (tablica 1), w której zamieszczono zapis reakcji elektrodowych i wartości potencjałów standardowych lub ciągu symboli pierwiastków metalicznych uszeregowanych wg ich potencjałów standardo...

[ Pobierz całość w formacie PDF ]

Tematy