Электролиз. Прохождение постоянного электрического тока через электролит

Прохождение постоянного электрического тока через электролит

¾ +

Катод Анод

электролит

между катодом (К) и анодом (А) сопровождается протеканием на них электрохимических реакций, приводящих к появлению новых веществ. Такой процесс называют электролизом.

В промышленности электролиз проводят в электролизерах, которые включают в себя емкости с объемом до нескольких м³, и рабочие электроды (анод -подключается к положительному (+) и катод подключается к отрицательному (-) полюсам источника тока). Электроды электролизера могут быть различной формы, но это обязательно проводники 1-го рода-металлы, графит или другие твердые вещества с электронной проводимостью. Различают электролиз с растворимыми и нерастворимыми анодами.

При прохождении тока носителями зарядов в электродах являются электроны, а в электролите - катионы и анионы.

В электролизере анодный и катодный процессы пространственно разделены.

Если рассматриваемый электрод подключен к отрицательному полюсу источника тока, то на его поверхности протекают катодный процесс, при котором электроны передаются от электрода к частицам окислителя - процесс восстановления.

Реакция на катоде имеет вид

Me^Z++ ne = Me⁰.

При этом другой электрод – анод подключен к положительному полюсу источника тока и на нём протекает реакция окисления.

Согласно закону Фарадея, масса выделенного вещества на каждом из электродов пропорциональна току и времени электролиза

М

m= ¾ Iτη

nF

где M- молекулярный (или атомный) вес выделенного вещества, n-число

электронов в суммарном уравнении электрохимической реакции, I – сила тока, А, τ- время,с, F – число Фарадея (96500 А*с), η – выход по току, % .

m_практ

η = 100%

m

Электролизом раствора хлорида натрия (NaCl) в промышленности получают газообразный хлор и щелочь. На аноде протекает реакция окисления хлорид-ионов с образованием газообразного хлора

2Сl^- - 2e = Cl₂ - анодный процесс

а на катоде восстановление воды с образованием щелочи и выделением водорода

2H₂О + 2e = Н₂ + 2OH^- - катодный процесс

Порядок протекания реакций на электродах при электролизе

Для определения порядка протекания окислительно-восстановительных процессов на электродах при электролизе водных растворов можно руководствоваться следующими практическими правилами:

Реакции на катоде:

1. В первую очередь восстанавливаются катионы металлов, имеющих стандартный электродный потенциал φ⁰ больший, чем у водорода, в порядке уменьшения φ⁰:

Если φ⁰ _{металла} > 0, то восстанавливается металл

Me^z+ + ze^- →Me⁰

2. Катионы металлов с малым стандартным электродным потенциалом не восстанавливаются, а вместо них восстанавливаются молекулы воды

Если φ⁰ _{металла} ≤ (-1,662), то восстанавливается водород из воды

если pH <7, то 2H⁺ + 2e^- →H₂↑,

если pH ≥7, то 2HOН + 2e^- →H₂↑+ 2OH^-.

3. Катионы металлов, имеющих стандартный электродный потенциал меньший, чем у водорода, но больший, чем у алюминия, восстанавливаются одновременно с молекулами воды.

Если (-1,662) < φ⁰ _{металла}<0 , то восстанавливается и металл, и водород

Me^z+ + ze^- →Me⁰

если pH <7, то 2H⁺ + 2e^- →H₂↑,

если pH ≥7, то 2HOН + 2e^- →H₂↑+ 2OH^-.

Реакции на аноде:

Характер окислительных процессов на аноде зависит от материала электродов. Различают нерастворимые(инертные) и растворимые(активные)электроды.

Инертные электроды изготавливаются обычно из графита, угля, платины; в процессе электролиза они химически не изменяются, а служат лишь для передачи электронов во внешнюю цель.

При использовании инертных анодов следует учитывать следующее:

1. В первую очередь окисляются простые анионы в порядке возрастания их φ⁰, не превышающих + 1,5 В (S^2-, J^-, Br^-, Cl^-).

2Cl^- -2e^- → Cl₂↑

2. При электролизе водных растворов, содержащих анионы кислородосодержащих кислот (CO₃^2-, NO₃^-, SO₄^2-, PO₄^3- и др.) и F^-, на аноде окисляются не эти анионы, а молекулы воды

2HOН - 4e^- → O₂↑+ 4H⁺

При использовании растворимых анодов (из Cu, Zn, Ag, Ni и др. металлов) электроны во внешнюю цель посылает сам анод за счет окисления атомов металла, из которого сделан анод:

Me⁰+ ze^- → Me^z+

Анод во в раствор

внешнюю

цепь

Экспериментальная часть.

Опыт 6.1. Окислительно – восстановительные реакции

Цель: Исследовать окислительно – восстановительные свойства веществ, в состав которых входят элементы с промежуточной степенью окисления.

А) Перекись водорода (H₂O₂) как окислитель.

Ход работы.

В пробирку налейте 2 мл раствора йодида калия (KJ), добавьте 2 – 3 капли раствора уксусной кислоты (CH₃COOH), затем прилейте 1 мл раствора перекиси водорода (H₂O₂).

Схема окислительно – восстановительной реакции:

KJ + H₂O₂ + CH₃COOH → J₂↓ + CH₃COOK + H₂O

Б) Перекись водорода (H₂O₂) как восстановитель.

Ход работы.

В пробирку налейте 2 мл раствора перманганата калия (KMnO₄), добавьте 2 – 3 капли раствора серной кислоты (H₂SO₄), затем прилейте 1 мл раствора перекиси водорода (H₂O₂).

Схема окислительно – восстановительной реакции:

KMnO₄ + H₂O₂ + H₂SO₄ → MnSO₄ + O₂↑ + K₂SO₄ + H₂O

В отчёте:

- запишите порядок выполнения опыта с указанием внешнего вида и формы (раствор или твёрдое вещество) вводимых реагентов, а также условий проведения опыта;

- подробно опишите наблюдаемые явления после смешения реагентов;

- напишите уравнение реакции в молекулярной форме, уравняйте его методом электронно-ионного баланса (метод полуреакций);

- для каждой реакции укажите окислитель и восстановитель;

- по значениям стандартных электродных потенциалов (φ⁰) рассчитайте Е⁰ реакции

E⁰ = φ⁰ _{(окислитель)} - φ⁰ _{(восстановитель)}

- рассчитайте изменение энергии Гиббса для каждой реакции

∆G⁰ = - nE⁰F,

где n – наименьшее общее кратное числа электронов, участвующих в ОВР,

F – число Фарадея.(F = 96500 А*с);

- сделайте вывод об окислительно – восстановительных свойствах веществ, в состав которых входят элементы с промежуточной степенью окисления.

Опыт 6.2. Измерение ЭДС (Е) гальванического элемента

Цель: Ознакомиться с методами измерения Е гальванического элемента. Определить зависимость Е от концентрации электролита.

Ход работы.

Соберите гальванический элемент из двух металлических электродов и растворов электролитов (предложенных преподавателем): зачистите наждачной бумагой две металлические пластинки, промойте их дистиллированной водой, просушите фильтровальной бумагой. Опустите электроды в стаканы с соответствующими растворами солей; соедините электролиты электролитическим ключом (полоска фильтровальной бумаги, пропитанная насыщенным раствором KCl); подсоедините электроды с помощью проводов к вольтметру.

Измерить ЭДС. Результаты запишите в таблицу.

Даны:

Металлические пластинки – железная (Fe), медная (Cu).

Электролиты Fe₂(SO₄)₂ и CuSO₄ с заданной концентрацией – [Cu²⁺], [Fe³⁺], моль/л.

В отчёте:

- приведите схему гальванического элемента (рис.).

- запишите электродные потенциалы металлов. Определите анод и катод, учитывая, что анод имеет более отрицательный стандартный электродный потенциал (φ⁰):

φ⁰ (Cu²⁺/Cu⁰) = … , φ⁰ (Fe³⁺/Fe⁰) = … .

- запишите электродные реакции, протекающие на аноде и на катоде:

На аноде: …

На катоде:…

- используя уравнение Нернста, определите реальные потенциалы металлов:

φ (Me^z+/Me⁰ ) = φ⁰(Me^z+/Me⁰ ) + 0,059/z*lg [Me^z+]

- определите Е_теор и ΔG_теор..:

Е_теор = φ (катод) - φ (анод);

ΔG_теор. = - n Е_теор F

- результаты эксперимента запишите в таблицу 6.1.

Таблица 6.1.

- постройте график зависимости Е_теор. и Е_эксп от концентрации электролита.

- сравните Е_теор. и Е_эксп..

- сделайте вывод о возможности протекания процессов в гальваническом элементе.

Опыт. 6.3. Электролитическое осаждение металлов.

Цель: Ознакомиться с закономерностями процессов протекающих при электролизе растворов солей. Определить выход металла по току.

Ход работы.

Соберите установку для электролиза.

Подготовьте стальные катоды к электролизу: отшлифуйте наждачной бумагой, промойте в дистиллированной воде, просушите. Определите площадь (S, см²) рабочей поверхности катода. Взвесьте катод (m_катод1).

Осмотрите свинцовый анод. Покрытые слоем PbO₂ бурого цвета аноды должны быть цельными и плотными.

Поместите электроды в электролизёр, залейте заданный объём раствора. Установите на источнике постоянного тока HY – 3000 начальную силу тока, указанную в таблице (табл.6.2.).

Проводите электролиз в заданном режиме (табл.6.2.). Затем выньте катоды из электролизёра, промойте и просушите. Взвесьте катоды с покрытием (m_катод2).

Таблица 6.2.

В отчёте:

- составьте схему электролиза,напишите уравнения реакций, протекающих при электролизе на электродах и в растворе;

- рассчитайте массу металла, образованного на катоде в процессе электролиза

m _{металла практ.} = m_катод2- m_катод1,

- определите массу металла, который должен был выделиться на катоде теоретически (m _{металла} )

М

m _{металла} = ¾ Iτ

nF

где M- молекулярный (или атомный) вес металла, n-заряд иона металла, I – сила тока, А, τ- время,с, F – число Фарадея (96500 А*с);

- выход металла по току (η, %)

m_{металла практ}

η = 100% .

m _{металла}

- определите плотность тока (i), при которой проводили электролиз

i=I/S

- заполните таблицу 6.3.

Таблица 6.3. Зависимость выхода металла по току от плотности тока.

- постройте график зависимости выхода металла по току (η, %) от плотности тока

(i, А/см²);

- сделайте вывод о закономерностях процессов протекающих при электролизе растворов солей.

Контрольные вопросы к лабораторной работе «Основы электрохимии».

1. Определите массу чистой соли (m _соли ) в растворе, для получения металла массой m _{металла} электролизом водного раствора соли.

2. Пользуясь таблицей стандартных электродных потенциалов. Определите, в каком направлении (прямом или обратном) должна протекать реакция, схема которой указана ниже. Запишите полуреакции окисления и восстановления, определите наименьшее общее кратное числа электронов участвующих в реакции (n). Вычислите разность потенциалов (Е⁰, В), изменение энергии Гиббса (ΔG, кДж).

А) Cr³⁺ +NO₃^- + H₂O→ Cr₂O₇^2- +NO + H⁺,

Б) Fe²⁺ + ClO₃^- + H⁺ → Fe³⁺ + Cl^- + H₂O.

3. ЭДС гальванического элемента, составленного из никелевого электрода, погружённого в раствор его соли с концентрацией ионов Ni ²⁺, равной 10^-4 моль/л, и серебряного электрода, погружённого в раствор его соли, равна 1,108 В. Определите концентрацию ионов серебра [Ag⁺] в растворе.

Дата добавления: 2014-09-29; просмотров: 954; Нарушение авторских прав

Мы поможем в написании ваших работ!