Меню

Электрохимический эквивалент вещества меди

ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКОГО ЭКВИВАЛЕНТА МЕДИ

Вещества, растворы которых в воде и некоторых других диэлектрических жидкостях проводит электрический ток, называют электролитами или проводниками второго рода.

Выясним механизм проводимости водных растворов электролитов на примере раствора поваренной соли NaCI.

Взаимодействие атомов натрия и хлора в молекуле поваренной соли упрощенно можно представить как взаимодействие двух ионов: положительно заряженного иона Na + и отрицательно заряженного иона CI. — (рис.1). Объясняется это тем, что единственный валентный электрон у натрия слабо связан с атомом. При образовании молекул NaCI. этот электрон переходит к атому хлора, превращая его в отрицательный ион CI. — ; в соответствии с этим молекулу NaCI можно схематически изобразить в виде диполя (рис. 2).

При растворении поваренной соли в воде молекулы NaCI попадают в окружение молекул воды, которое тоже являются диполями. В электрическом поле, создаваемом молекулой NaCI , молекулы воды ориентируются так, как показано из рис. 2. При этом они растягивают молекулу NaCI настолько, что незначительная ее встряска при отклонении с другими молекулами разрушает ее. Часть молекул NaCI распадается — диссоциирует на ионы Na + и CI. — . Этот процесс называется электролитической диссоциацией. Ионы разных знаков при встрече могут снова объединиться в нейтральные молекулы – рекомбинировать.

При неизменных условиях в растворе устанавливается динамическое равновесие, при котором число молекул, распадающихся в единицу времени на ионы, равно числу пар ионов, которые за то же время вновь воссоединяющихся в нейтральные молекулы. Другими словами, в водных растворах электролитов всегда имеются в наличии свободные носители зарядов – положительно и отрицательно заряженные ионы.

Если в сосуд с раствором электролита опустить электроды и включить их в электрическую цепь, то отрицательные ионы начнут двигаться к положительному электроду – аноду, а положительные к отрицательному – катоду. В результате устанавливается электрический ток. Поскольку перенос заряда в водных растворах или расплавах электролитов осуществляется ионами, такую проводимость называют ионной.

При прохождении тока, например, через раствор медного купороса СuSO4 происходит следующий процесс. Положительные ионы Сu ++ при соприкосновении с катодом получают недостающие электроны и выделяются на катоде в виде нейтральных атомов. Отрицательные ионы (SO4) — — при соприкосновении с анодом отдают лишние электроны. Появившиеся на аноде электроны по внешней цепи переходят на катод и там соединяются с положительными ионами. Если анод медный, то нейтрализовавшиеся ионы SO4 вступают с ними в химическую реакцию и вновь образуют молекулы медного купороса: SO4 + Сu СuSO4

В результате количество медного купороса в растворе остается неизменным, на катоде выделяется медь, а медь с анода, вступая в химическую реакцию с группой SO4 , переходит в раствор.

Процесс выделения на электродах продуктов разложения электролита при прохождении через этот электролит электрического тока, называется электролизом. Согласно первому закону Фарадея, масса выделивщегося на электроде вещества m пропорциональна силе тока I и времени его прохождения t.

(1)

где k-коэффициент пропорциональности, а It=q заряд, перенесенный ионами за время t.

Из формулы /1/ видно, что коэффициент k численно равен массе выделившегося на электродах вещества при переносе ионами заряда, равного 1 Кулону. Величину k называют электрохимическим эквивалентом данного вещества. Электрохимический эквивалент выражается в кг/Кл.

Читайте также:  Окислительно восстановительные свойства соединений меди серебра золота

Согласно второму закону Фарадея, электрохимический эквивалент вещества пропорционален его химическому эквиваленту .

(2)

где М – молярная масса вещества,

С – постоянная величина, одинаковая для всех элементов.

Введя вместо коэффициента С величину, ему обратную, второй закон Фарадея можно переписать в виде :

(3)

где -число Фарадея.

Объединяя формулы /1/и /3/, получим:

Если масса выделившегося вещества равна его химическому эквиваленту, т. е. /m/=/ /,то /F/=/q/. Таким образом, число Фарадея F численно равно количеству электричества g, при прохождении которого через электролит на электроде выделяется количество вещества, равное химическому эквиваленту, F=9.6484*10 4 Кл/моль.

В настоящей работе требуется определить электрохимический эквивалент меди и число Фарадея.

II. ОПИСАНИЕ ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНОЙ УСИАНОВКИ.

Для определения электрохимических эквивалентов различных веществ пользуются так называемыми вольтметрами. Медный вольтметр состоит из стеклянной банки, в которую налит раствор медного купороса и погружены две пластинки из красной меди, снабженные клеммами для включения их в цепь /см. рис.3/.Электрическое поле между электродами создается с помощью источника тока/аккумулятора, выпрямителя и др./, сила тока регулируется реостатом R и измеряется амперметром А. Цепь замыкается ключом К, время отмечается по часам.

I. Порядок выполнения работы.

1. Зачистите электроды наждачной бумагой, промойте струей воды из под крана и просушите над электроплиткой (электроды должны быть совершенно чистыми).

2. Определите массу одной из пластинок m1 на весах с точностью 0,01 грамма.

3. Соберите схему согласно рис. 3, используя в качестве катода пластинку с известной массой.

4. Замкните цепь ключом К и установите реостатом R силу тока I.

5. Проведите процесс электролиза в течении времени t (сила тока I и время процесса t задается преподавателем).

6. Выньте катодную пластинку, помойте ее струей воды, просушите ее и определите массу m2.

7. Вычислите массу m отложившейся на пластинке меди: m = m2 – m1.

8. Подставляя значения m, I, t в формулу (1), рассчитайте электрохимический эквивалент меди k.

9. Вычислите число Фарадея по формуле: зная, что М = 63,57*10 -3 Кл/моль, а z = 2.

10. Данные измерений и вычислений занесите в таблицу 1.

Источник

Определение электрохимического эквивалента меди

Определение электрохимического эквивалента меди

Цель работы: изучение явления электролиза и определение электрохимического эквивалента меди.

Приборы и оборудование: весы с разновесами, секундомер, электроплитка, амперметр, реостат, выпрямитель, ключ замыкания, со­единительные провода, медные электроды со вставкой, сосуд с медным купоросом.

Неорганические вещества, растворы которых проводят электри­ческий ток, называются электролитами. В молекулах электролитов электрические заряды распределены так, что одна часть молекулы за­ряжена положительно, а другая ее часть – отрицательно. Эти разно­именно заряженные части молекулы связываются кулоновскими силами притяжения. При растворении электролита под влиянием электрическо­го поля полярных молекул воды происходит ослабление этих связей, и некоторые молекулы электролита распадаются на ионы. Этот процесс называется электролитической диссоциацией

Таким образом, носителями заряда в водных растворах или расплавах электролитов являются положительно и отрицательно заряженные ионы.

Пусть в сосуд с раствором электролита помещены два электрода, представляющие собой металлические проводники, между которыми может быть создано электрическое поле. Если эти электроды подключить к внешнему источнику э. д.с., то в сосуде возникнет электрическое поле, и отрицательные ионы начнут двигаться к положительному электроду (аноду), а положительные – к отрицательному

Читайте также:  Цитрат меди в растворе

(катоду). В результате в растворе электролита установится электрический ток. На электродах происходит выделение веществ, входящих в состав электролита.

Электролиз описывается двумя основными законами, экспериментально установленными Фарадеем.

Первый закон Фарадея: масса m вещества, выделившегося на электроде при электролизе, пропорциональна электрическому заряду q, прошедшему через электролит,

где k — коэффициент пропорциональности, называемый электрохимическим эквивалентом вещества.

Второй закон Фарадея: электрохимический эквивалент вещества прямо пропорционален его химическому эквиваленту:

,

где F — постоянная Фарадея,

М — молярная масса вещества,

2.1 Какие вещества относятся к электролитам?

2.2. Почему при прохождения тока по раствору электролита происходит перенос вещества, а при прохождении тока по металлическому проводу — нет?

2.3 Приведите примеры применении электролиза.

3.1 Взвешиванием определить массу пластинки с точностью 0,01 г.

Внимание! Все взвешивания производить с точностью до 0.01г.

Составить цепь, изображенную на рисунке 20.1. При составлении цепи взвешенный электрод соединить с отрицательным полюсом источника электрической энергии.

3.3 Замкнуть цепь, заметить

3.4 При помощи реостата R1

в течение всей работы поддержи­вать постоянную величину тока в пределах от 0,3 до 1 А.

3.5 Через 10- 15 мин цепь Рисунок 20.1 разомкнуть. Достать катодную пластину, вымыть ее и просушить.

3.6 Взвешиванием определить массу катода после пропускания тока. Найти массу меди, выделившуюся на катоде при электролизе.

3.7 Пользуясь первым законом Фарадея для электролиза, опре­делить электрохимический эквивалент меди,

Рассчитать погрешность измерения электрохимического экви­валента, сравнив с табличным значением,

=.

3.8 Результаты измерений и вычислений записать в

Масса меди, отложившейся на катоде

Электрохимический эквивалент меди

, %

4.1 До каких пор будет продолжаться процесс электролиза медного купороса, если взять медные электроды? Угольные электроды?

4.2 Почему ощущается кисловатый вкус, если прикоснуться кончиком языка одновременно к обоим полюсам батареи для карманного фонаря?

4.3 Можно ли по внешнему виду пластин аккумулятора определить, какая из них положительная, а какая отрицательная?

Источник

Определение электрохимического эквивалента меди.

Лабораторная работа №14

Цель работы: Научиться опытным путем определять электрохимический эквивалент меди.

Теория: Процесс, при котором молекулы солей, кислот и щелочей при растворении в воде или в других растворителях распадаются на заряженные частицы, (ионы), называется электролитической диссоциацией; получившейся при этом раствор с положительными и отрицательными ионами называется электролитом. Если в сосуд с электролитом поместить пластины (электроды) соединенные с зажимами, источниками тока (создать в электролите электрическое поле), то положительно заряженные ионы будут двигаться к катоду, а отрицательные к аноду. У электродов происходит окислительно-восстановительные реакции, при этом на электродах выделяются вещества-продукты реакции.

Для электролиза справедлив закон Фарадея: масса выделившегося вещества на электроде прямо пропорциональна заряду Q прошедшему через электролит: m=QK или m=IKt, где K- электрохимический эквивалент- количество вещества, выделенное при прохождении через электролит одного кулона электричества. Для каждого вещества значение K- есть постоянная величина. Измерив силу тока в цепи, составленной по схеме, время его прохождения и массы выделившегося на катоде вещества можно определить электрохимический эквивалент. Из 1 закона Фарадея Kx(m)=Mm/It(кг/кл)

Читайте также:  Какая масса меди может быть получена из 80г соединения cu2s

Оборудование: 1. источник электрической энергии (выпрямитель ВС – 4-12 или батарея аккумуляторов; 2. медные пластины (2 шт.); 3. электролитическая ванна с раствором медного купороса; 4. амперметр; 5. ключ; 6. соединительные провода; 7. весы и разновес; 8. реостат; 9. часы; 10. вентилятор настольный или электроплитка; 11. наждачная бумага.

1) Тщательно очищенную поверхность медной пластинки наждачной бумагой взвесить на весах с максимально возможной точностью.

2) Собрать электрическую цепь по схеме, изображенной на рис. Взвешенную пластинку соединить с отрицательным полюсом источника электрической энергии.

3) После проверки цепи преподавателем заметить время по часам с секундной стрелкой, замкнуть ключ. Быстро установить реостатом силу тока 1-1,5 А. Пользуясь реостатом, поддерживать силу тока неизменной на протяжении всего опыта.

4) Через 8-10 минут цепь разомкнуть. Пластинку, служившую в опыте катодом, вынуть, осторожно ополоснуть водой, высушить перед вентилятором или электроплиткой, тщательно взвесить и определить массу выделившейся меди.

5) По результатам измерений определить электрохимический эквивалент меди.

6) Сравнить найденное значение электрохимического эквивалента меди с табличными и определить относительную погрешность измерений.

7) Результаты измерений записать в таблицу.

Масса катода до опыта mК ,кг Масса катода после опыта MМК ,кг Масса меди отлаживающиеся на катоде MМ ,кг Сила тока I, А Время пропуска тока t, с Электрохим. эквивалент k, кг/Кл Табличное значение kтаб ,кг/Кл
27×10 -3 29×10 -3 2×10 — 7 0,7 900с 3,174×10 -7 3,294×10 -7 3,6

=3,174×10 — 7 -3,294×10 -7 /3,294 *10 -7 ×100%=3,6%

1)Почему молекулы кислоты щелочи и соли в воде распадаются на ионы?

2)Почему с повышением температуры сопротивление электролита уменьшается?

3)Будет ли происходить электрическая диссоциация в условиях космического полета?

4)При каких условиях концентрация электролита в процессе электролиза не изменяется?

5)Как следует поступить, если, по ошибке при выполнении опыта по взвешиванию пластинки, катод был соединен с положительным полюсом источника тока?

6)Как поступают когда необходимо к угольному электроду припаять провод?

Ответы на контрольные вопросы.

1)Потому что молекула воды представляет из себя диполь и может растянуть заряженные ионы этих веществ.

2)Сопротивление электролита с повышением температуры уменьшается, потому что увеличивается скорость движения ионов–основных носителей заряда в электролитах.

3)Да, электролитическая диссоциация в условиях космического полета происходит.

4)При условии, что на аноде выделяется в раствор столько же металла, сколько оседает на катоде и в ходе электролиза не выделяется газ.

5)Надо из первоначальной массы анода вычесть его массу после электрохимической диссоциации. Так можно узнать, сколько меди ушло с пластинки в раствор и эта масса равна массе осевшей на катоде меди.

6)При помощи электрохимической диссоциации осадить на угольный электрод, какой – либо металл, а затем к нему припаять провод.

Вывод: Я научился опытным путем определять электрохимический эквивалент меди.

Источник

Adblock
detector