11

Лабораторная работа № 6 Тема. Электрохимические процессы.

Теоретические вопросы по теме «Основы электрохимии».

1. Понятие об окислительно – восстановительных реакциях.

2. Электрохимические процессы. Понятие об электроде.

3. Механизм возникновения двойного электрического слоя.

4. Электродный потенциал. Уравнение Нернста.

5. Водородный электрод.

6. Токовые и бестоковые реакции.

7. Процессы, протекающие на катоде и аноде при работе гальванического элемента.

8. Электролиз. Закон Фарадея.

Теоретическая часть.

Электрохимия - это раздел химии, который изучает процессы, протекающие на границе раздела двух фаз, например металл-раствор, с участием заряженных частиц (ионов и электронов).

Окислительно – восстановительные реакции - это реакции, протекающие с изменением степеней элементов и сопровождающиеся передачей электронов.

Степень окисления элемента (СО)- это условный заряд элемента, согласно его электроотрицательности.

Окисление (о-е) – процесс повышения степени окисления элемента.

Восстановитель (в-е) - процесс понижения степени окисления элемента.

Окислитель (о-ль) – элемент, который понижает свою степень окисления (принимает электроны).

Восстановитель (в-ль) - элемент, который повышает свою степень окисления (отдаёт электроны).

Алгоритм уравнивания окислительно-восстановительных реакций

Схема окислительно-восстановительных реакций.

KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂SO₄ MnSO₄ + H₂O + K₂SO₄ + Na₂SO₄

1. Проставить степени окисления (СО) у всех элементов участвующих в реакции.

2. Определить пары элементов, изменяющих СО.

3. Записать уравнение ОВР в ионном виде.

K⁺ + MnO₄^- + 2Na⁺ + SO₃^2- + 2H⁺ + SO₄^2- Mn²⁺ + SO₄^2- + H₂O + 2K⁺ + 2Na⁺ + SO₄^2-

рН<7

4. Подчеркнуть ионы, в состав которых входят элементы, изменяющие СО.

2KMn⁺⁷O₄ + 5Na₂S⁺⁴O₃ + 3H₂SO₄ 2Mn⁺²SO₄ + 3H₂O + K₂SO₄ + 5Na₂S⁺⁶O₄

5. Записать уравнение овр в ионном виде.

K⁺ + MnO₄^- + 2Na⁺ + SO₃^2- + 2H⁺ + SO₄^2- Mn²⁺ + SO₄^2- + H₂O + 2K⁺ + 2Na⁺ + SO₄^2-

рН<7

6. Определить рН среды. (Наличие ионов H⁺ - показатель кислой среды, рН<7; наличие ионов ОH^- - показатель щелочной среды, рН>7; НОН – нейтральная среда рН=7)

7. Записать полуреакции окисления и восстановления:

а) уравнять число элементов в правой и левой частях полуреакций ( в кислой среде используют для уравнивания атомов водорода H – ионы Н⁺, а для уравнивания атомов кислорода O –молекулы Н₂О; в щелочной и нейтральной средах для уравнивания атомов водорода H используют Н₂О; а для уравнивания атомов кислорода O – гидроксид –ион ОН^-, причем, на каждый недостающий атом О добавляют 2ОН^-);

б) над каждой частью полуреакции записать «степень окисления»;

в) определить и записать процесс (о-е или в-е) и восстановитель или окислитель;

г) привести полуреакцию к электронному балансу.

То же (а-г) проделать со второй полуреакцией

MnO₄^- + 8H⁺ + 5e Mn²⁺ + 4HOH, в-е

о-ль

SO₃^2- + HOH – 2e SO₄^2- + 2H^+, ок-е

в-ль

8. Найти наименьшее общее краткое числа электронов (n) и соответствующие коэффициенты для каждой полуреакции.

n

MnO₄^- + 8H⁺ + 5e Mn²⁺ + 4 HOH, в-е 2

о-ль

10

SO₃^2- + HOH – 2e SO₄^2- + 2H^+, ок-е 5

в-ль

9. Сложить правые и левые части полуреакций, умножая на коэффициенты.

10. В полученном уравнении привести подобные члены. Получить сокращенное полное уравнение ОВР.

MnO₄^- + 8H⁺ + 5e Mn²⁺ + 4 HOH, в-е 2

о-ль

SO₃^2- + HOH – 2e SO₄^2- + 2H^+, ок-е 5

в-ль

6 3

2 MnO₄^- + 16H⁺ + 5SO₃^2- + 5 HOH 2Mn²⁺ + 8 HOH + 5SO₄^2- + 10H⁺

11. Из этого уравнения перенести коэффициенты в уравнение в молекулярной форме

2KMnO₄ + 5Na₂SO₃ + 3H₂SO₄ 2MnSO₄ + 3 HOH + K₂SO₄ + 5Na₂SO₄

12. Проверить равенство количества элементов в правой и левой частях уравнения.