ОПИСАНИЕ ЛАБОРАТОРНОЙ УСТАНОВКИ И ПОРЯДОК ВЫПОЛНЕНИЯ ОПЫТА.

Лабораторная работа № 5.

Электролиз растворов

1. ЦЕЛЬ РАБОТЫ: Изучить электродные процессы при электролизе растворов.

ОБЩИЕ СВЕДЕНИЯ.

Окислительно-восстановительная реакция, протекающая в растворе или расплаве электролита у электродов при пропускании постоянного электрического тока, называется электролизом.

Электролиз осуществляется в электролизерах. Основным конструкционным элементом являются электроды, соединенные с полюсами источника постоянного тока.

Электрод, присоединенный к отрицательному полюсу источника тока, называется катодом, положительный электрод - анодом.

На катоде в процессе электролиза всегда происходит восстановление катионов из объема электролита. На аноде происходит отдача электронов, т.е. реакция окисления.

В растворах и расплавах различных электролитов имеются разноименные по знаку ионы, т.е. катионы и анионы, которые находятся в хаотическом движении. Но если в такой расплав электролита, например, расплав хлорида натрия NaCl, опустить электроды и пропустить постоянный электрический ток, то катионы Na+ будут двигаться к катоду, а анионы Сl- к аноду. На катоде электролизера происходит процесс восстановления катионов электронами внешнего источника тока:

Na+ + e= Na°

Катион натрия Металлический натрий

На аноде идет процесс окисления аниона хлора, причем, отрыв избыточных электронов от С1- осуществляется за счет энергии внешнего источника тока:

2С1- - 2е = С1₂°

Анион хлора Молекулярный хлор

Суммарное уравнение электролиза расплава хлорида натрия: 2NaCl → 2Na + + 2С1-→ 2Na ° + С1₂°

Если электролизу подвергается расплав, который содержит несколько различных катионов металлов, то в этом случае последовательность восстановления определяется электродными потенциалами. В первую очередь восстанавливаются катионы металлов, обладающих большим значением электродного потенциала.

Более сложные процессы электролиза протекают в водных растворах электролитов.

С учетом ряда стандартных потенциалов металлов возможны три случая протекания восстановительного процесса на катоде в водных растворах (процессы на катоде не зависят от материала катода):

1. Катионы металлов, стандартный электродный потенциал которых больше, чем -0,413В (от Ni2+ до Pt4+), при электролизе практически полностью восстанавливаются на катоде.

Меn+ +n*е→Меo

2. Катионы металлов, с малой величиной стандартного электродного потенциала (от Li+ до А13+ включительно) не восстанавливаются на катоде, вместо них восстанавливаются молекулы воды:

2Н₂О + 2е → Н₂ + 2ОН-

Катионы металлов, стандартный ионный потенциал которых меньше, чем у водорода, но больше, чем у алюминия (от Мn+ до Н +), при электролизе на катоде восстанавливаются одновременно с молекулами воды.

Для определения порядка протекания окислительно-восстановительных процессов на электродах при электролизе водных растворов можно руководствоваться правилами таблицы 1.

Таблица 1

Катодные процессы в водных растворах

Электрический ряд напряжений металлов
Li, K, Ca, Na, Mg, Al	Mn, Zn, Fe	Ni, Sn, Pb Н₂ Cu, Ag, Pt, Au
2Н2O+ 2e→ Н2+2OHֿ Меn++nОН-= =Ме(ОН)_n-католит	Выделяется Н₂ или Ме	Men++ne-=Me0

Характер реакций, протекающих на аноде, зависит от природы аниона и материала анода. Аноды подразделяются на нерастворимые и растворимые.

Нерастворимые аноды изготавливаются из угля, графита, платины, иридия, при электролизе они служат лишь передатчиками электронов. Анионы бескислородных кислот (S2-, I-, Вг-, Сl-) при их достаточной концентрации окисляются довольно долго:

2 Сl--2е→С1₂

2Вг--2е→Вг₂

Если же раствор содержит анионы кислородных кислот (например, SO₄2-,NO₃-, СО₂2-, РО₄3-), то на аноде окисляются не эти ионы, а молекулы воды:

2Н₂О-4е→О₂ + 4Н+

Если растворимые аноды изготавливаются из меди, серебра, цинка, кадмия,

никеля, железа (в определенных условиях нерастворимыми становятся и аноды из железа, никеля, свинца), при электролизе они окисляются сами.

Me - ne→ Me n+

Рассмотренные правила сведены в таблицу 2:

Таблица 2.

Анодные процессы в водных растворах

Анод	Кислотный остаток Асm-
	Бескислородный	Кислородосодержащий
Растворимый	окисление металла анода Me0 - ne→Men+ анод раствор
Нерастворимый	Окисление анионов кроме фторидов Ас m-- me →Ас0	В щелочной среде: 4ОН--4е→О₂+2Н₂О В кислой и нейтральной: 2Н₂О-4е→О₂ + 4Н +
Анионы по их способности окисляться располагаются в следующем порядке 2- - - J-, Br-, S2- , Сl- , ОН- , SO₄ , NO₃ , F

Решение типовых задач

Задача 1. Написать уравнение электролиза раствора KCl, если аноыд нерастворимый.

Решение: KCl↔K+ +Cl-

Катод (-) Анод (+)

2H₂O+2e↔ H₂↑+2OH 2Cl-2e↔Cl₂

Суммарное ионное уравнение:

2Н₂О + 2С1 → Н₂↑ + С1₂↑ + 2ОН-

Суммарное молекулярное уравнение:

2КС1 + 2Н₂О→ 2Н₂↑ + С₂↑+ 2КОН

Вторичный продукт электролиза

Задача 2. Написать уравнение реакции электролиза водного раствора AgNO₃, если

а) анод нерастворимый;

б) анод растворимый, серебряный.

Решение:

а) анод нерастворимый AgNO₃↔ Ag + + NO₃- катод(-) анод(+)

Ag++1e→Ag0 2H₂O-4e→O₂+4H+

Суммарное уравнение процессов:

4AgNO₃ + 2H₂O→4Ag + О₂+4HNO₃

Вторичный продукт электролиза

б) анод растворимый, серебряный

катод(-) анод(+)

Ag++1e→Ag Ag0-1e→Ag+

Суммарное уравнение электролиза с растворимым анодом написать нельзя.

Расчет количества веществ, разложенных или образовавшихся в процессе электролиза, производится по закону Фарадея. Теоретически массы веществ, испытавших изменение при электролизе, определяются

m= M э Q F

Q= J τ

Q – количество прошедшего электричества m – масса вещества, г.

M э - химический эквивалент вещества, г.

J – сила тока, А

τ - время электролиза, сек.

1. Закон Фарадея.

Масса вещества, выделившегося на электроде при прохождении по раствору электролита электрического тока, прямо пропорциональна количеству электричества.

∆m=k_эQ

где ∆m – количество прореагировавшего вещества; Q – количество электричества; k_э – коэффициент пропорциональности, показывающий, сколько вещества прореагировало при прохождении единицы количества электричества. Величина, k называется электрохимическим эквивалентом.

k=M/(N_Az│e│)

где z – валентность иона; M – молярная масса вещества, выделившегося на электроде; N_A—постоянная Авогадро. │e│= 1,6• 10^-19Кл.

2. Закон Фарадея.

Согласно второму закону Фарадея, при определённом количестве прошедшего электричества отношения масс прореагировавших веществ равно отношению их химических эквивалентов:

∆m₁/A₁ =∆m₂/A₂=∆m₃/A₃=const

Химический эквивалент элемента, равен отношению части массы элемента, которая присоединяет или замещает в химических соединениях одну атомную массу водорода или половину атомной массы кислорода, к 1/12 массы атома С¹². Понятие “ химический эквивалент” применимо и к соединениям. Так, химический эквивалент кислоты численно равен ее молярной массе, деленной на основность (число ионов водорода), химический эквивалент основания – его молярная массе, деленной на кислотность (у неорганического основания – на число гидроксильных групп), химический эквивалент соли – ее молярной массе, деленной на сумму зарядов катионов или анионов.

Пример: Сколько меди выделяется при пропускании через раствор ее соли тока силой 6А, в течение 1 часа, если выход по току составляет 98%?

m(Си)_факт = m(Си)_теор*0,98 = M э (Cu)*J*τ*0,98 /96500= 32*6*3600*0,98/96500

=7г..

Следовательно, на катоде выделится 7 грамм меди.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ.

1. В каких случаях образуются вторичные продукты при электролизе?

2. В какой последовательности и выделяются на катоде металлы при электролизе раствора, содержащего ионы Ni2+, Cr2+,Fe3+?

3. Какой силы должен быть ток, чтобы при пропускании его через расплав MgSO4 выделить на катоде 6 г. магния за 10 часов? Написать уравнения электродных процессов.

4. Через последовательно соединенные электролитические ванны с платиновыми электродами пропустили ток. В первой ванне раствор сульфата натрия, во второй-раствор нитрата серебра, а в третьей - раствор соляной кислоты. Какие продукты выделились на электродах во всех трех ваннах и сколько их получилось по массе, если в первой ванне выделится на катоде 1 мг. водорода?

5. Через водный раствор NaCl (электроды угольные) пропускали ток сначала при перемешивании раствора, а затем без перемешивания, отделив в последнем вторичные продукты. Написать уравнения электродных процессов для двух случаев.

ОПИСАНИЕ ЛАБОРАТОРНОЙ УСТАНОВКИ И ПОРЯДОК ВЫПОЛНЕНИЯ ОПЫТА.

. Электролиз водного раствора сульфата меди с медным анодом.

Опыт проводите в стакане, который закрывается эбонитовой крышкой, снабженной двумя клеммами для закрепления электродов (см. рис. 1).

Рис. 1. Электролизный стакан.

1. Раствор электролита

2. Анод

3. Катод

Тонкий медный электрод тщательно зачистите абразивным порошком, промойте проточной водой, высушите фильтрованной бумагой и взвесьте на технических весах с точность до 00,1 гр.

Закрепите с помощью зажимов оба медных электрода в крышке стакана. В стакан налейте ¾ его объема раствор состава:

CuSO₄*5H₂O-150 г/л. H₂SO₄-50г/л.

С₂H₅OH-50г/л.

Опустите электроды в раствор. Электроды соедините с полюсами источника тока. Включите, отметив по секундной стрелке часов время и ток в цепи электролизера. Быстро при помощи реостата установите силу тока 0,5-1,5 А, поддерживайте её постоянной.

Составьте схему электролиза (см. рис. 2) и уравнения реакций, протекающих на катоде и аноде. По истечении 20 минут (в случае резкого падения тока электролиз прекратить) освободите из зажимов катод, вымойте его в проточной воде, осторожно просушите фильтрованной бумагой и снова взвесьте на технических весах. Все количественные параметры электролиза внесите в таблицу 3.

Таблица 3.

J(A)

τ (c)

Масса катода (Cu)

m_т

(теор.)

m_τ- m_o (факт.)

η(Сu)%

m_o

m_т

Рис. 5. Схема процесса электролиза.

Пользуясь полученными данными, по формуле Фарадея, рассчитайте теоретически возможное количество восстановленной на катоде меди. Считая, что масса растворенной с анода меди точно равна её количеству, осажденному на катоде, определите для этого процесса выход по току.

Дата добавления: 2019-01-14; просмотров: 648; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

Мы поможем в написании ваших работ!