|
|
химия. Электролиз растворов электролитов
ИНДИВИДУАЛЬНЫЙ ПРОЕКТ по дисциплине «Химия»
Тема: «Электролиз растворов электролитов»
Выбор темы обусловлен большим интересом к электролизу растворов электролитов. Задачи данного проекта: - -изучить электролиз растворов электролитов
- -познакомиться с электролизом растворов электролитов
- -показать полезность электролиза для производства металлов
- -систематизировать полученные данные
- - проанализировать и сравнить анодные и катодные процессы.
Электролиз – это совокупность окислительно-восстановительных процессов, которые протекают на электродах, помещенных в раствор или расплав электролита, под действием постоянного электрического тока, приложенного от внешнего источника. Отрицательно заряженные ионы (анионы) перемещаются к аноду, положительно заряженные ионы (катионы) направляются к катоду. Сущность электролиза состоит в осуществлении за счет электрической энергии химических реакций – восстановление частиц на катоде и окисление на аноде. Восстановительное и окислительное действие тока во много раз сильнее действия химических восстановителей и окислителей. Эти процессы называются процессами (реакциями) электровосстановления и электроокисления. Главное отличие электролиза растворов от электролиза расплавов состоит в том, что в водных растворах электролитов (при электролизе в качестве электролитов значительно чаще используют соли, чем кислоты или основания) кроме катионов и анионов электролита (соли) всегда присутствуют молекулы воды, а также ионы Н+ и ОН–, образующиеся в результате ее диссоциации, а в случае гидролиза соли — то и в результате гидролиза. Поэтому наряду с ионами растворенной соли в электродных реакциях могут принимать участие молекулы воды, ионы Н+ или ОН–. Катодные процессы С катода происходит передача электронов частицам веществ, находящихся в растворе. Катод выступает по отношению к разряжающимся на нем частицам в роли восстановителя. Функцию окислителей могут выполнять катионы 4 металлов или нейтральные молекулы. Следовательно, на катоде идет процесс восстановления окислителя. Анодные процессы От анода электроны отводятся внешним источником тока, анод выполняет роль окислителя. Окислению на аноде могут подвергаться анионы, которые подходят к аноду, молекулы воды, а также сам материал анода. Вещества, которые окисляются на аноде, выполняют роль восстановителей. Законы электролиза Количественная сторона электролиза основывается на законах Фарадея. I закон. Масса вещества, окисленного на аноде или восстановленного на катоде, пропорциональна количеству прошедшего через раствор или расплав электричества: m = kQ. II закон. Массы окисляющихся или восстанавливающихся на электродах веществ при пропускании одного и того же количества электричества пропорциональны их химическим эквивалентам: m = mэQ /F, где m – масса окисленного или восстановленного вещества, г., mэ – масса его химического эквивалента, г/моль, Q – количество кулонов электричества, прошедшего через электролит, Кл. F – число Фарадея, 96500 Кл (суммарный заряд одного моля электронов). 1.Восстановление ионов металла: Меn+ + ne → Me 2.Восстановление молекул воды в нейтральных или щелочных растворах: 2Н2О + 2е → Н2 + 2ОН– ЕН2О/Н2 = –0,828 В (1) 3.Восстановление ионов водорода в кислотных растворах: 2Н+ + 2е → Н2, ЕН+/Н2 = 0,000 В (2) Эти два уравнения относятся к водородному или угольному электродам (то есть в случае кислой среды водород может быть получен по последнему уравнению реакции, а в случае нейтральной и кислой среды — по первому уравнению реакции) Так как на катоде идет реакция восстановления, т.е. прием электронов окислителем, то в первую очередь должны реагировать наиболее сильные окислители. На катоде, прежде всего, протекает реакция с наиболее положительным потенциалом. Анодные процессы при электролизе 1.Окисление атомов металла: Ме – ne → Men+ 2.Окисление молекул воды в кислотных и нейтральных растворах: 2Н2О – 4е → О2 + 4Н+ ЕО2/Н20 = +1,229 В 3.Окисление гидроксид-ионов в щелочных растворах: 4ОН– – 4е → О2 + 2Н2О, ЕН+/Н2 = +0,04 В Так как на аноде идет реакция окисления, т.е отдача электронов восстановителем, то в первую очередь должны реагировать наиболее сильные восстановители. На аноде, прежде всего, протекает реакция с наиболее отрицательным потенциалом. Практическое применение данной работы состоит в том, чтобы показать, как широко электролиз растворов электролитов применяется в различных отраслях промышленности: *Для получения металлов (алюминий, магний, натрий, кадмий получают только электролизом). *Для получения водорода, галогенов, щелочей. *Для очистки металлов — рафинирования (очистку меди, никеля, свинца проводят электрохимическим методом). *Для защиты металлов от коррозии (хрома, никеля, меди, серебра, золота) — гальваностегия. |
|
|
Скачать 1.04 Mb.