ЭЛЕКТРОЛИЗ

Методические указания

к выполнению лабораторной работы

по курсу « Химия»

для студентов специальности 250600,170900,

290300,120100,170500

всех форм обучения

Одобрено

редакционно-издательским советом

Балаковского института

техники, технологии и управления

Балаково 2009

Цель работы: изучить процессы, протекающие при прохождении электрического тока через раствор электролитов.

ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ

Электрохимические процессы - большая область явлений, из которых наиболее интересны и важны возникновение разности потенциалов и получение электрической энергии за счет химических реакций ( гальванические элементы) и возникновение химических реакций за счет затраты электрической энергии (электролиз).

Электролиз – окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении постоянного электрического тока через раствор или расплав электролитов. Процесс электролиза осуществляется с помощью прибора – электролизера.

Окислительно-восстановительный процесс протекает на электродах: катоде (-) и аноде (+), присоединенных соответственно к отрицательному и положительному полюсу источника тока. На катоде протекают процессы восстановления, а на аноде – окисления ионов, находящихся в растворе (расплаве) электролитов.

Электролиз различных веществ протекает при определенной разности потенциалов, называемой потенциалом разложения – это минимально необходимая разность потенциалов, при которой начинается электролиз данного соединения. Поэтому можно из совместного раствора выделить какой-либо один ион, обладающий в данных условиях наименьшим потенциалом разложения. Например, из водных растворов ZnSO₄ и NiSO₄ в первую очередь разряжается NiSO₄ (потенциал разложения равен 2,04В), а затем ZnSO₄ (2,35).

При электролизе используются два вида анодов: 1) нерастворимые или инертные (Pt, Au, графит, уголь и др.); они при электролизе служат лишь передатчиками электронов; 2) растворимые (активные), которые сами растворяются при электролизе.

При электролизе, наряду с основными процессами, могут протекать вторичные процессы в результате следующих причин: изменение среды при электролизе, изменение электродов при разрядке ионов, взаимодействие продуктов электролиза между собой. При этом понижается коэффициент выхода по току или становится равным нулю, т.е. продукт электролиза будет другой, а не тот, который ожидали. Часто анодное и катодное пространства разделяют между собой диафрагмой, чтобы продукты электролиза не вступали между собой в химическое взаимодействие.

Существенно различаются процессы электролиза расплавов солей и водных растворов электролитов. Эти различия сказываются и на характере реакций, протекающих на электродах. При электролизе водных растворов электролитов в электродных процессах принимает участие вода.

Характер катодных реакций при электролизе водных растворов определяется положением катионов в ряду стандартных электродных потенциалов. Возможны три вида реакций, протекающих при электролизе на катоде:

1. Электродный потенциал металла имеет положительное значение (например, медь, серебро), его ионы практически полностью восстанавливаются.

Me⁺ⁿ + ne^- Me⁰

2. Электродный потенциал металла имеет отрицательное значение, близкое к величине -0,41В (например, цинк, железо кадмий, никель), в зависимости от условий, его ионы могут восстанавливаться одновременно с ионами водорода, образуемыми молекулой воды.

Me⁺ⁿ + ne^- Me⁰

2H₂O + 2e^- H₂ + 2OH^-

3. При отрицательных значениях электродного потенциала значительно ниже –0,41 В (например алюминий, магний) на катоде восстанавливаются не ионы металла, а молекулы воды.

2H₂O + 2e^- H₂ + 2OH^-

На инертном аноде при электролизе водных растворов бескислородных кислот (НI, НBr, HCl) и их солей (кроме HF и фторидов) у анода разряжаются анионы с выделением соответствующего галогена.

2I^- – 2е I₂

При электролизе водных растворов щелочей, кислородосодержащих кислот и их солей с максимальной степенью окисления неметалла, а также фторводорода и фторидов на аноде окисляются не анионы (SO₄ ², NO₃ , PO₄ ³ и др. ), а молекулы воды с выделением кислорода, так как потенциал окисления воды значительно меньше. Например:

2 SO₄ ² – 2е S₂O₈ ²; E⁰ = +2,01 В

2 Н₂О – 4е О₂ + 4Н⁺ ; E⁰ = +1,228 В

Анионы, содержащие неметалл, в промежуточной степени окисления (SO₃ ², NO₂ и др.) сами окисляются на аноде, например:

SO₃ ² + Н₂О – 2е SO₄ ² + 2Н⁺

Растворимые аноды (изготовленные из меди, серебра, цинка кадмия, никеля и др. металлов) в процессе электролиза окисляются и переходят в раствор в виде ионов, независимо от природы аниона, например:

Me⁰ – nе Me⁺ⁿ

Масса анода при этом уменьшается.

Наиболее характерные случаи электролиза:

1. Электролиз водного раствора соли, образованной активным металлом и бескислородной кислотой, например, NaCl. Электродные потенциалы процессов восстановления ионов натрия и воды имеют следующие значения:

Na⁺ + e Na⁰ E⁰ = - 2,71 В

2Н₂О + 2е Н₂⁰ + 2ОН E⁰ = - 0,41 В

Поэтому при пропускании тока через раствор NaCl у катода восстанавливается вода и выделяется водород, а в катодном пространстве ионы Na⁺ с ионами ОН образуют NaОН. Реакции, происходящие при электролизе на катоде и аноде, могут быть выражены следующей схемой:

NaCl Na⁺ + Cl

Н₂О

К(-) Н₂О + 2е Н₂⁰ + 2ОН

Na⁺ + ОН NaОН

А(+) 2Cl – 2е 2Cl₂⁰

2NaCl + 2Н₂О Н₂⁰ + 2Cl₂⁰ + 2NaОН

В данном случае при электролизе получается водород, галоген, в катодном пространстве – гидрооксид натрия.

2. Электролиз водного раствора соли образованной активным металлом и кислородосодержащей кислотой.

Na₂SO₄ 2Na⁺ + SO₄ ²

Н₂О

К(-) 2 2Н₂О + 2е Н₂⁰ + 2ОН

Na⁺ + ОН NaОН

А(+) 2 Н₂О – 4е О₂ + 4Н⁺

2Н⁺ + SO₄ ² Н₂SO₄

Na₂SO₄ + 2Н₂О Н₂⁰ + О₂ +2NaОН+ Н₂SO₄

На катоде выделяется водород, на аноде - кислород; в катодном пространстве получается гидрооксид натрия, а в анодном пространстве – серная кислота. При смешении растворов образуется исходная соль. В данном случае происходит разложение воды, т.е. количества ионов Na⁺ и SO₄ ² остаются неизменными.

3. Электролиз водного раствора соли, образованной малоактивным металлом и кослородосодержащей кислотой:

CuSO₄ Cu⁺² + SO₄ ²

Н₂О

K (-) 2 Сu⁺² + 2е Сu⁰

A (+) 2 Н₂О – 4е О₂ + 4Н⁺

2Н⁺ + SO₄ ² Н₂SO₄

2CuSO₄ + 2Н₂О Cu+ О₂ + 2Н₂SO₄

В данном случае при электролизе получается металл, кислород и в анодном пространстве образуется кислота.

4. Электролиз соли, образованной малоактивным металлом и безкислородной кислотой:

CuBr₂ Cu⁺² + 2 Br

Н₂О

K (-) Сu⁺² + 2е Сu⁰

A (+) 2 Br – 2е Br₂

CuBr₂ Cu+ Br₂

В данном случае образуется металл и галоген.

5. Электролиз раствора соли малоактивного металла с растворимым анодом.

CuSO₄ Cu⁺² + SO₄ ²

Н₂О

K (-) Cu⁺² + 2е Cu⁰

A (+) Cu⁰ - 2е Cu⁺²

На аноде происходит растворение меди, а на катоде осаждается чистая медь. Этот случай электролиза применяется для очистки металлов.

Если соль образована металлом, стоящим в ряду напряжений после алюминия до водорода, то в процессе восстановления принимают участие и вода, и ионы металла в зависимости от концентрации соли. Чем менее концентрированный раствор, тем менее интенсивно восстанавливается металл. Например:

NiSO₄ Ni⁺² + SO₄ ²

Н₂О

K (-) Ni⁺² + 2е Ni⁰

2Н₂О + 2е Н₂⁰ + 2ОН

H⁺+ ОН Н₂О

A (+) 2 Н₂О – 4е О₂ + 4Н⁺

2Н⁺ + SO₄ ² Н₂SO₄

2NiSO₄ + 2Н₂О Ni+ Н₂⁰ + О₂ + Н₂SO₄

ЗАКОНЫ ЭЛЕКТРОЛИЗА

Количественная характеристика процессов электролиза выражается законами Фарадея.

1 закон. Количество вещества, образовавшегося или растворившегося на электродах, прямо пропорционально количеству прошедшего через раствор электричества:

m=k·Q , (1)

где: m – масса образовавшегося или подвергшегося превращениям вещества, г;

Q - количество электричества, Кл; А-ч.

Так как Q=I·t, то m=k·I·t, (2)

где: I - сила тока, А;

t – время электролиза, с, (ч);

k – электрохимический коэффициент, равный количеству вещества, выделяющегося при прохождении через электролит 1 Кл электричества.

2 закон. Количества веществ, выделившихся на электродах при прохож-дении одинакового количества электричества, прямо пропорционально их химическим эквивалентам. Согласно закону Фарадея, для выделения одного эквивалента вещества необходимо затратить 96484 Кл (26,8 А·ч) электричества. Эту величину называют постоянной Фарадея.

Из законов Фарадея вытекает:

, (3)

где m_э – эквивалентная масса вещества, г/моль;

F - постоянная Фарадея, (F= 96500Кл=26,8А·ч).

Выход по току - это отношение количества фактически полученного продукта к теоретически возможному, соответствующему количеству прошедшего электричества.

(4)

где - выход по току;

m_прак – масса полученного вещества, г;

m_теор– теоретическая масса вещества (рассчитывается по закону Фарадея), г.

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Задача 1. Какая масса меди выделится на катоде при электролизе раствора CuSO₄ в течение 1ч при силе тока 4А?

Решение. Для вычисления массы меди, выделяющейся при электролизе, воспользуемся формулой (3):

m = m_{э ·}I·t /96500

Подставив в формулу значения, получим:

m = 31,77·4·3600 / 96500 = 4,74 г.

Эквивалентная масса меди равна m_э= А/В = 63,54 /2 = 31,77 г/моль ( А – атомная масса меди, В – валентность меди). Время t = 60·60= 3600 с.

Задача 2. Вычислите эквивалентную массу металла, зная, что при прохождении 3880 Кл электричества через раствор хлорида этого металла на катоде выделяется 22,742 г металла.

Решение. Из формулы (3) эквивалентная масса металла равна

m_э= m· 96500 / Q = 11,74·96500 /3880 = 29,35 г/моль,

где m = 11,74г

Q = I·t =3880 Кл.

Задача 3. Чему равна сила тока при электролизе раствора, если в течение 1 ч 25 с на катоде выделилось 1, 4 л водорода (н.у.)?

Решение. Из формулы (3) сила тока равна

I = m· 96500 / m_э· t .

Так как дан объем водорода, то отношение m / m_э заменяем на отношение V_Н / V_{э Н} ,

где V_Н - объем водорода, л;

V_{э Н} - эквивалентный объем водорода = 11,2 л.

I = V_Н · 96500 / V_{э Н} · t

Подставив в приведенную формулу значения, находим силу тока:

I = 1,4· 96500 / 11,2 · 6025 = 2 А

где V_Н =1,4 л; V_{э Н} =11,2 л; t = 1ч 40мин 25с =6025с.

Задача 4. Какая масса гидрооксида калия образовалась у катода при электролизе раствора К₂SO₄, если на аноде выделилось 11,2 л кислорода (н.у.)?

Решение. Эквивалентный объем кислорода (н.у.) равен 22,4/ 4= 5,6 л.

Следовательно, в 11,2 л кислорода содержится два эквивалентных объема кислорода (11,2/5,6). Столько же эквивалентных масс КОН образовалось у катода, поэтому масса КОН равна m =56,11·2=112,22 г (где 56,11 – эквивалентная масса КОН).

Электрохимические процессы применяются в различных областях современной техники, в химической, металлургической промышленности. В химической промышленности электролизом получают хлор, фтор, щелочи, химически чистые водород и кислород. В цветной металлургии электролиз используется для извлечения металлов из руд и их очистки. Электролизом расплавов получают алюминий, магний, бериллий. Электролитическому рафинированию металлы подвергаются для удаления из них примесей и для перевода содержащихся в них компонентов в удобные для переработки продукты.

Гальванотехника – область прикладной электрохимии, занимающаяся процессом нанесения металлических покрытий на поверхность как металлических, так и неметаллических изделий. Гальванотехника подразделяется на гальваностегию и гальванопластику.

Гальваностегия – электроосаждение на поверхности металла другого металла, который прочно сцепляется с покрываемым металлом (предметом), служащим катодом электролизера.

Гальванопластика - получение точных металлических копий с рельефных предметов электроосаждением металла.

К гальванотехнике относятся также другие виды электрохимической обработки поверхности металлов: электрополирование, оксидирование алюминия магния. Оксидирование представляет собой анодную обработку металлов, в ходе которой изменяется структура оксидной пленки, а не его поверхности. Это приводит к повышению коррозионной стойкости металла.

ТРЕБОВАНИЯ БЕЗОПАСНОСТИ ТРУДА

При работе в лаборатории необходимо знать и строго выполнять основные правила:

1. За каждым студентом, работающим в лаборатории, закрепляется рабочее место, которое он обязан содержать в чистоте и порядке.

2. Книги, сумки и другие предметы, не имеющие отношения к работе, убираются в ящики стола.

3. Реактивы следует расходовать бережно. Беря для работы лишь указанные количества.

4. Выполняя опыты, следует следить за тем, чтобы реактив не попал на лицо, одежду и рядом работающего товарища.

5. Все склянки с реактивами необходимо закрывать соответствующими пробками.

6. Оставшиеся после работы реактивы не следует выливать или высыпать в реактивные склянки ( во избежание загрязнения).

7. После окончания работы следует привести в порядок рабочее место.

ПОРЯДОК ВЫПОЛНЕНИЯ РАБОТЫ

Опыты по электролизу водных растворов электролитов проводят в приборе – электролизере. Электролизер представляет собой стеклянную U-образную трубку высотой 5-6 см и диаметром 0,6 см, закрепленную в штативе. Электродами служат графитовые стержни, вставленные в резиновые пробки. Пробки в электролизер вставляют неплотно. Во всех опытах электролизер заполняют электролитом на 2/3 объема. Электроды и электролизер тщательно промывают дистиллированной водой перед и после окончания опыта.

Задание 1

ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСТВОРА ИОДИДА КАЛИЯ

Приборы и реактивы: выпрямитель; электролизер; графитовые стержни; дистиллированная вода; раствор иодида калия, KI, 0,5 М; раствор крахмала; раствор фенолфталеина.

Налейте в электролизер раствор иодида калия и добавьте в каждое колено электролизера по 5-6 капель раствора фенолфталеина и раствора крахмала. Опустите в электролизер графитовые стержни и подключите к источнику тока. Пропускайте ток в течение 2-3 минут, прекратите электролиз и отметьте явления, наблюдаемые при электролизе. Промойте электроды дистиллированной водой.

Напишите уравнения катодного и анодного процессов, происходящих при электролизе раствора иодида калия. Объясните причину выделения пузырьков газа и окрашивания растворов в анодном и катодном пространствах. Почему на катоде не выделяется калий? Какое вещество образуется в катодном пространстве?

Задание 2

ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСТВОРА СУЛЬФАТА НАТРИЯ

Приборы и реактивы: выпрямитель; электролизер; графитовые стержни; дистиллированная вода; раствор сульфата натрия, Na₂SO₄, 0,5М; раствор лакмуса.

Налейте в электролизер раствор сульфата натрия и добавьте в каждое колено электролизера по 5-6 капель раствора лакмуса. Опустите в электролизер графитовые стержни и подключите к источнику тока. Пропускайте ток в течение 2-3 минут. Наблюдайте выделение газа и изменение окраски в обоих коленах электролизера. Промойте электроды дистиллированной водой.

Какой газ выделяется на катоде? на аноде? Какие ионы окрасили лакмус в катодном пространстве в синий цвет; в анодном пространстве в красный? Напишите уравнения катодного и анодного процессов, происходящих при электролизе водного раствора сульфата натрия. Какие вещества образуются в катодном и анодном пространствах?

Задание 3

ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСТВОРА СУЛЬФАТА МЕДИ

Приборы и реактивы: выпрямитель; электролизер; графитовые стержни; дистиллированная вода; раствор сульфата меди, CuSO₄, 0,5М, наждачная бумага.

Налейте в электролизер раствор сульфата меди. Опустите в электролизер графитовые стержни и подключите к источнику тока. Через 2-3 минуты наблюдайте на графитовом катоде появление красного налета меди и выделение газа на аноде. Прекратите электролиз. Промойте электроды дистиллированной водой. Снимите налет меди наждачной бумагой.

Напишите уравнения катодного и анодного процессов, протекающих при электролизе водного раствора сульфата меди.

Задание 4

ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСТВОРА СУЛЬФАТА НИКЕЛЯ С

РАСТВОРИМЫМ АНОДОМ

Приборы и реактивы: выпрямитель; электролизер; графитовые стержни; дистиллированная вода; раствор сульфата никеля, NiSO₄, 0,5М, наждачная бумага.

Налейте в электролизер раствор сульфата никеля. Опустите в электролизер графитовые стержни и подключите к источнику тока. Через 2-3 минуты наблюдайте на графитовом катоде появление налета никеля и выделение газа на аноде. Прекратите электролиз.

Напишите уравнения катодного и анодного процессов, протекающих при электролизе водного раствора сульфата никеля. Электроды поменяйте местами, вследствие чего анодом окажется никелированный графит (присоедините его к положительному полюсу). Пропускайте ток в течение 2-3 минут. Наблюдайте на аноде постепенное растворение никеля и отсутствие выделения газа. Помойте электроды дистиллированной водой. Снимите налет никеля наждачной бумагой.

Напишите уравнение анодного процесса, протекающего при электроде с никелевым анодом (никелированный графит).

ОФОРМЛЕНИЕ ЛАБОРАТОРНОГО ЖУРНАЛА

Результаты наблюдений и опытов записываются в лабораторный журнал, который оформляется следующим образом:

1. Оформление работы начинается с записи ее названия и даты выполнения.

2. Дается краткое содержание теоретической части работы, в которой отражаются основные положения теории.

3. Экспериментальная часть работы включает результаты проведенного опыта, наблюдения, уравнения реакций, схемы электролиза.

4. По окончании эксперимента следует выполнить контрольные задания и представить журнал преподавателю на проверку.

КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

1. Электролиз и механизм электрохимических процессов.

2. Характеристика анодов и отличие процессов электролиза с растворимыми и нерастворимыми анодами.

3. Электродные потенциалы, их значения для активных и малоактивных металлов.

4. При электролизе растворов солей каких металлов на катоде восстанавливаются: а) металл; б) водород?

5. Составьте схему электролиза водного раствора хлорида цинка, если: а) анод цинковый; б) анод угольный.

6. В какой последовательности будут выделяться металлы при электролизе раствора, содержащего ионы. Какие из перечисленных ниже примесей: Fe⁺², Ag⁺, Bi⁺³, Pb⁺² в одинаковой концентрации. Напишите уравнения электронных процессов.

7. При электролизе водного раствора Cr₂(SO₄)₃ током силой 2А масса катода увеличилась на 8 г. В течение какого времени проводили электролиз?

Время, отведенное на лабораторную работу

Литература

1. Глинка. Н.А. Химия -Л.2004. – 702 с.

2. Фролов В.В.Химия: учеб. пособ. для втузов. - М.: Высш. шк.,2002. -527 с.

3. Коровин Н.В.. Общая химия: учебн. для техн. направл. и спец.вузов–М.: Высш. шк., 2002.-559с.: ил..

4. Н.А.Глинка. Задания и упражнения по общей химии. – М.: Интеграл – Пресс, 2002. -240с.

5. Федосова Н.А., Румянцева В.Е. Химические основы полимеров и вяжущих веществ: учеб. пособие. - М.: Издательство строительных вузов.,2005. – 176 с.

Содержание

1. Основные понятия 2

2. Примеры решения задач 8

3. Требования безопасности труда 11

4. Порядок выполнения работы 11

5. Оформление лабораторного журнала 14

6. Контрольные задания 14

7. Литература 15

ЭЛЕКТРОЛИЗ

Методические указания

к выполнению лабораторной работы по курсу « Химия»

для студентов специальности 250600, 170900, 290300,120100, 170500 всех форм обучения

Составили: СИНИЦЫНА Ирина Николаевна

ТИМОШИНА Нина Михайловна

Рецензент Т.Н.Рзянина

Редактор Л.В. Максимова

Корректор Е.В. Рубан

Подписано в печать 17.06.09. Формат 60х84 1/16

Бумага тип. Усл. печ.л. 1,0 Уч.-изд.л. 1,0

Тираж 150 экз.Заказ Бесплатно

Саратовский государственный технический университет

410054, г. Саратов, ул. Политехническая, 77

Копипринтер БИТТиУ, 413840, г.Балаково, ул.Чапаева, 140