Меню

Электролиз раствора сульфата меди с графитовым электродом

Практикум по курсу «химия» для студентов направлений: 270800. 62 «Строительство», 080100. 62 «Экономика»

Главная > Документ

Информация о документе
Дата добавления:
Размер:
Доступные форматы для скачивания:

ЭЛЕКТРОЛИЗ ВОДНЫХ РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Электролиз – совокупность окислительно-восстановительных процессов, протекающих на электродах при пропускании постоянного электрического тока через расплав или раствор электролита. При электролизе происходит превращение электрической энергии в химическую. Устройство для электролиза, называемое электролизером , состоит из двух электродов и электролита. Электрод, соединенный с отрицательным полюсом источника тока, называют катодом , а электрод, подключенный к положительному полюсу – анодом . На аноде протекают реакции окисления, на катоде – восстановления. При этом ионы электролита перемещаются к электроду противоположной полярности, а именно:

Например, при электролизе расплава хлорида магния MgCl 2 на катоде образуется металлический магний, а на аноде молекулярный хлор (см. рисунок 4.1):

Рисунок 4.1 Электролиз расплава хлорида магния

Суммарное уравнение процесса:

Следовательно, при электролизе расплавов участниками этих процессов являются только ионы электролита (при условии использования инертных электродов).

При электролизе водных растворов электролитов катодные процессы будут определяться электродным потенциалом катиона, который необходимо сравнить с потенциалом восстановления ионов водорода из воды (-0,41 В) (см. приложение Е):

Ионы металлов, потенциал которых значительно меньше этого значения, восстанавливаться не будут, на катоде будет восстанавливаться водород:

2H 2 O + 2ē = H 2 ↑ + 2OH – (в нейтральной и щелочной средах)

2H + + 2ē = H 2 ↑ (в кислой среде)

К таким металлам относятся металлы начала ряда напряжений – приблизительно до марганца (см. приложение В).

При значениях потенциала металла, близких к -0,41 В (металлы средней части ряда от марганца до олова), на катоде происходит восстановление как ионов водорода (в зависимости от среды), так и ионов металла:

Ионы металлов, потенциал которых значительно выше этого значения (начиная от олова и до конца ряда напряжений), будут восстанавливаться на катоде.

Характер анодного процесса при электролизе зависит не только от природы аниона, входящего в состав электролита, но и от материала анода. Платиновый или графитовый электроды являются инертными анодами и не подвергаются окислению. Если же анод изготовлен, например, из железа, никеля, кадмия, меди, то происходит окисление материала анода. Такой электрод называют активным анодом .

Анодные процессы на инертных анодах будут определяться соотношением потенциалов разрядки анионов: прежде всего окисляются бескислородные анионы (I – , Br – , Cl – , S 2– , CN – ); если же раствор содержит кислородсодержащие анионы (PO 4 3– , SO 4 2– , NO 3 – ), а также ионы F – , то на аноде будет выделяться кислород (см. приложение Е):

2H 2 O – 4ē = O 2 + 4H + (в кислой и нейтральной средах)

4OH – – 4ē = O 2 + 2H 2 O (в щелочной среде)

В случае активного анода окисляется и сам анод. Например, процессы электролиза водного раствора сульфата меди с угольным (а) и медным (б) анодами включают следующие электродные процессы:

В последнем случае происходит перенос массы металла с одного электрода (анода) на другой (катод). При этом масса анода уменьшается («анод растворяется»), а масса катода в процессе электролиза увеличивается. Поэтому электролиз с активным анодом часто называют электролизом с растворимым анодом.

Читайте также:  Что делает медь в самогонном аппарате

Рассмотрим электролиз сульфата натрия с графитовыми электродами :

K(–): Na + ; H + (H 2 O) A(+): SO 4 2– ; OH – (H 2 O)

Стандартный электродный потенциал системы Na + + ē = Na 0 (E°= -2,71 В) значительно отрицательнее потенциала водородного электрода в нейтральной среде (-0,41 В), поэтому на катоде будет происходить электрохимическое восстановление воды по уравнению (см. приложение Е):

Ионы Na + будут накапливаться в катодном пространстве.

На аноде будет происходить электрохимическое окисление воды по уравнению:

Сульфат-ионы будут накапливаться в анодном пространстве.

Суммарное уравнение процесса:

Побочными продуктами электролиза являются гидроксид натрия (NaOH) и серная кислота (H 2 SO 4 ).

Электролиз бромида хрома с графитовыми электродами :

K(–): Cr 3+ ; H + (H 2 O) A(+): Br – ; OH – (H 2 O)

Стандартный электродный потенциал системы Cr 3+ + 3ē = Cr 0 (E° = -0,71В), поэтому на катоде будет происходить совместное восстановление хрома и восстановление воды с образованием водорода (см. приложение Е):

На аноде разрядка бромид-ионов энергетически предпочтительнее окисления молекул воды, поэтому будет выделяться молекулярный бром:

Электролиз раствора гидроксида натрия с графитовыми электродами

Процессы, происходящие при электролизе раствора гидроксида натрия, представим в виде схемы:

K(–): Na + ; H + (H 2 O) A(+): OH – (H 2 O)

2Н 2 О + 2ē → Н 2 + 2ОН – 2ОН – -2ē →½О 2 + Н 2 О

Суммарное уравнение электролиза:

Процесс электролиза количественно описывается законами Фарадея.

1 закон Фарадея : массы (для твердых и жидких) или объемы (для газообразных) веществ, выделившихся на электродах при электролизе, прямо пропорциональны количеству электричества, прошедшего через электролит:

,

,

где m – масса вещества, образующегося на электроде, г;

Q – количество электричества, Кл;

F – постоянная Фарадея, 96500Кл = 26,8А∙час;

τ – продолжительность электролиза, с;

M э – молярная масса эквивалента, г/моль;

V – объем газа, образующегося на электроде, л;

V m – молярный объем, л/моль (молярный объем при нормальных условиях равен 22,4 л).

2 закон Фарадея (закон эквивалентов для электрохимических реакций): массы прореагировавших на электродах веществ, при постоянном количестве электричества, относятся друг к другу как их молярные массы эквивалентов:

где m(A) – масса вещества А, г;

M э (А) – молярная масса эквивалента вещества А, г/моль;

M э (B) – молярная масса эквивалента вещества B, г/моль.

Количество электричества, которое затрачивается на выделение нужных продуктов, характеризуется величиной, называемой выходом по току (η):

Выход по току – это отношение массы практически выделившегося вещества (m ПР ) к массе рассчитанной по закону Фарадея (m ТЕОР ).

Электрохимические процессы широко применяются в различных областях современной техники, в аналитической химии, биохимии и т.д. В химической промышленности электролизом получают хлор и фтор, щелочи, хлораты и перхлораты, надсерную кислоту и персульфаты, химически чистые водород и кислород и т. д.

Электролиз в гидрометаллургии является одной из стадий переработки металлсодержащего сырья, обеспечивающей получение товарных металлов. Электролиз может осуществляться с растворимыми анодами – процесс электрорафинирования или с нерастворимыми анодами – процесс электроэкстракции.

Читайте также:  Алюминий сращивать с медью

В цветной металлургии электролиз используется для извлечения металлов из руд и их очистки. Электролизом расплавленных сред получают натрий, алюминий, магний, титан, цирконий, уран, бериллий и др. (см. рисунок 4.2, 4.3).

Рисунок 4.2. Схема установки для

получения металлического натрия

Рисунок 4.3. Схема установки для электролиза хлорида натрия

Гальванотехника – область прикладной электрохимии, занимающаяся процессами нанесения металлических покрытий на поверхность как металлических, так и неметаллических изделий при прохождении постоянного электрического тока через растворы их солей. Гальванотехника подразделяется на гальваностегию и гальванопластику.

Гальваностегия (от греч. покрывать) – это электроосаждение на поверхность металла другого металла, который прочно связывается (сцепляется) с покрываемым металлом (предметом), служащим катодом электролизера. Способом гальваностегии можно покрыть деталь тонким слоем золота или серебра, хрома или никеля.

Гальванопластика – получение путем электролиза точных, легко отделяемых металлических копий значительной толщины с различных как неметаллических, так и металлических предметов, называемых матрицами.

С помощью гальванопластики изготовляют бюсты, статуи и т. д. Гальванопластика используется для нанесения сравнительно толстых металлических покрытий на другие металлы (например, образование «накладного» слоя никеля, серебра, золота и т. д.).

Кроме указанных выше, электролиз нашел применение и в других областях:

получение оксидных защитных пленок на металлах (анодирование);

электрохимическая обработка поверхности металлического изделия (полировка);

электрохимическое окрашивание металлов (например, меди, латуни, цинка, хрома и др.);

электрохимическая заточка режущих инструментов (например, хирургических ножей, бритв и т.д.);

получение металлических сплавов;

получение гальванических покрытий;

электрохимическая очистка производственных сточных вод (электродиализ и обессоливание) – удаление из воды различных примесей, а также извлечение меди и других цветных и драгоценных металлов.

Актуальность электролиза объясняется тем, что многие вещества получают именно этим способом. Преимущество электролиза в относительной дешевизне и простоте. Однако чтобы производство было наиболее выгодным, с наименьшими затратами электроэнергии и с наибольшим выходом продукции, необходимо учитывать различные факторы, влияющие на количество и качество продуктов электролиза (сила тока, плотность тока, температура электролита, материал электродов и др.).

Таким образом, исследование электрохимических процессов, определение факторов, влияющих на них, установление новых способов использования процессов электролиза в промышленных условиях сохранило свою актуальность в наши дни.

Пример 1 . Какая масса меди выделится на катоде при электролизе раствора хлорида меди в течение 2 ч при силе тока 5 А?

Решение: Согласно I закону Фарадея:

Молярная масса эквивалента меди в CuCl 2 равна 63,54/2 = 31,77 г/моль.

Подставив в формулу (4.1) значения M э = 31,77 г/моль; I = 5 А; τ = 2 ч = 7200 с, получим

г

Пример 2 . Чему равна сила тока при электролизе раствора в течение 1 ч 40 мин 25 с, если на катоде выделилось 1,4 л водорода (н.у.)?

Решение: Из формулы (4.2) выразим силу тока:

или , где V э – эквивалентный объем газа.

Эквивалентный объем водорода при нормальных условиях равен половине молярного объема 22,4/2 = 11,2 л.

Подставив в приведенную формулу значения VH 2 = 1,4 л; V э (H 2 ) = 11,2 л;

τ = 1 ч 40 мин 25 с = 6025 с, получим:

Читайте также:  Взаимодействие угля с оксидом меди формула

А

Пример 3 . В течение какого времени необходимо пропускать ток силой 2 А через раствор сульфата цинка, чтобы на катоде выделилось 10 г металла, если выход по току составляет 70%?

Решение: Используя формулы (4.4) и (4.1), выразим m ПР и τ:

; ;

Подставив в приведенную формулу значения η = 70%; F = 96500 Кл;

m ПР = 10 г; M э( Zn ) = 65,38/2 = 32,69 г/моль; I = 2 A, находим

4.2 ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

Цель работы : рассмотреть последовательность протекания процессов на электродах при электролизе водных растворов электролитов с растворимым и нерастворимым анодом.

Оборудование и реактивы : электролизер; выпрямитель ВСП-12; графитовые электроды; медный электрод. Растворы: нитрата калия (KNO 3 ), 2%; иодида калия (KI), 0,2М; хлорида (сульфата) цинка (ZnCl 2 (ZnSO 4 )), 5%; сульфата меди (CuSO 4 ), 2%; серной кислоты (H 2 SO 4 ), 2н. Лакмус 1%; фенолфталеин; крахмал.

ОПЫТ 1. Электролиз раствора нитрата калия

Лабораторная установка для электролиза представлена на рисунке 4.4:

Рисунок 4.4 Лабораторная установка для электролиза

В электролизер (U-образный сосуд) (1) налить ¾ объема раствора нитрата калия и добавить в оба колена сосуда несколько капель раствора лакмуса, опустить в раствор графитовые (инертные) электроды (2) и с помощью проводов присоединить их к выпрямителю тока (3) (см. рисунок 4.4). Пропускать ток в течение 3-5 минут. Наблюдать изменение окраски раствора в катодном и анодном пространстве.

Написать уравнения реакций, происходящих на катоде и аноде. Какие побочные продукты электролиза образуются? Электролиз солей каких металлов подобен электролизу раствора KNO 3 ?

ОПЫТ 2. Электролиз раствора иодида калия

В электролизер налить раствор иодида калия, прибавить в оба колена сосуда по 3-4 капли фенолфталеина и опустить графитовые электроды. Пропустить ток. Наблюдать выделение пузырьков газа и окрашивание раствора у катода. К раствору в анодной части прибавить несколько капель раствора крахмала. Отметить наблюдения. Составить схему электролиза раствора KI.

ОПЫТ 3. Электролиз хлорида (сульфата) цинка

В электролизер налить раствор соли, погрузить угольные электроды и пропустить ток. Отметить выделение соответствующего газа на аноде и образование светло-серого осадка на катоде. Составить схему электролиза раствора соли цинка.

ОПЫТ 4. Электролиз раствора сульфата меди

В электролизер с раствором сульфата меди (CuSO 4 ) опустить графитовые электроды и проводить электролиз в течение нескольких минут. Что наблюдается? Какие вещества выделяются на катоде и аноде? Составить уравнения реакций, протекающих на электродах.

Катод, покрытый медью, оставить для следующего опыта.

ОПЫТ 5. Электролиз с растворимым анодом

а) В электролизер налить раствор серной кислоты, в качестве катода взять графитовый электрод, в качестве анода – графитовый электрод, покрытый медью из предыдущего опыта и проводить электролиз в течение 3-5 минут. Отметить выделение газов на катоде и аноде. Что происходит с медью на аноде?

б) В электролизер с раствором серной кислоты опустить графитовый катод и медный анод. Провести электролиз и отметить выделение соответствующих продуктов на катоде и аноде. Составить схему электролиза раствора серной кислоты с растворимым анодом.

Источник

Adblock
detector