Сборник лаб. раб по общей химии new. Методические указания по выполнению лабораторных работ и организации самостоятельной работы для студентов всех форм обучения

• Название: Методические указания по выполнению лабораторных работ и организации самостоятельной работы для студентов всех форм обучения
• Анкор: Сборник лаб. раб по общей химии new.doc
• Дата: 22.12.2017
• Размер: 1.56 Mb.
• Имя файла: Сборник лаб. раб по общей химии new.doc
• Тип: Методические указания; #12466
• страница: 13 из 17

Лабораторная работа № 8
Электролиз водных растворов солей
Введение

Процесс электролиза находит широкое применение в различных областях промышленности. Это применение методов электролиза для выделения металлов из растворов их солей и осаждение этих металлов на поверхности металлических и неметаллических поверхностей; очистка воды путем удаления растворенных в ней солей методом электролиза; получение оксидных защитных пленок на металлах; электрохимическая обработка поверхности металла (электрическая полировка); электрохимическая заточка режущих инструмен­тов; зарядка аккумуляторов и другие области. Такое широкое применение электролиза делает необходимым знание основ этого метода будущими ин­женерами.
1. Цель и задачи
В процессе изучения теоретического материала и выполнения экспери­мента студент должен научиться:

1. 
   определять электродные процессы при электролизе расплавов элек­тролитов;
   
2. 
   сравнивая потенциалы окисления и восстановления ионов электролита и молекул воды, определять электродные процессы, проходящие в растворах электролитов;
   
3. 
   рассчитывать массы веществ, выделяющихся на электроды при элек­тролизе.
   

2. Теоретическая часть
2.1. Сущность электролиза. Электролиз расплава электролита
Электролизом называются процессы, проходящие на электродах под дей­ствием постоянного электрического тока, подаваемого от внешнего источни­ка. При электролизе происходит превращение электрической энергии в хи­мическую. Ячейка для электролиза, называемая электролизером, состоит из сосуда, в который помещены электролиты и два электрода.

Электрод, на котором идет реакция восстановления, называется катодом. Он подключен к отрицательному полюсу внешнего источника тока. Электрод, на котором идет реакция окисления, называется анодом, и он подклю­чен к положительному полюсу источника тока.

При электролизе могут быть использованы активные (растворимые) и инертные (нерастворимые) аноды. Активный анод изготавливается из метал­ла, например, цинка, хрома, никеля, меди, серебра и так далее. Такой анод окисляется и посылает в раствор собственные ионы. Инертный анод явля­ется лишь передатчиком электронов, а сам химически не изменяется. Нерас­творимый анод, как правило, изготовлен из графита, платины. Рассмотрим процесс электролиза расплава хлорида натрия с инертным анодом.

При плавлении происходит термохимическая диссоциация соли:
NaCl → Na⁺ + Cl^-
Когда в расплавленную соль погружают два графитовых электрода, подключенных к полюсам внешнего источника тока, в расплаве электролита начинается направленное движение ионов: катионы электролита движутся к катоду, а анионы – к аноду.

Достигнув катода, катионы Na⁺ принимают от него электроны и восста­навливаются:

катодный процесс Na⁺ + ē = Na⁰.

Анионы Cl^- подходят к аноду и отдают ему свои электроны, то есть окисляются:

анодный процесс 2Cl ^- - 2ē = Cl₂.

Весь процесс электролиза может быть изображен суммарным уравнени­ем окисления – восстановления:
2Na⁺ + 2Cl ^- = 2Na⁰ + Cl₂.
2.2. Законы Фарадея
Между количеством вещества, выделившегося на электродах при электролизе, и количеством электричества, прошедшего через раствор электролита, существует связь, которая отражена в двух законах Фарадея.

Первый закон: массы веществ, выделившихся на электродах при электролизе, прямо пропорциональны количеству электричества, прошедшего через расплав или раствор электролита.

Второй закон: одинаковые количества электричества выделяют на электродах при электролизе эквивалентные массы различных веществ.

Для выделения на электроде одной эквивалентной массы любого вещест­ва необходимо затратить одно и тоже количество электричества, а именно 96500 кулонов, называемое числом Фарадея F.

Из законов Фарадея вытекает уравнение:
или m =,
где F - число Фарадея = 96500 кулонов;

Q - количество электричества прошедшего, через электролит, кулон;

I - сила тока, А;

τ - время электролиза, с;

Э - масса эквивалента вещества, окисляющегося на аноде или восстанавливающегося на катоде.

Масса эквивалента вещества рассчитывается:
,

где А – атомная масса элемента, окисляющегося или восстанавливающегося на электроде;

n – число электронов, которое элемент отдает при окислении или принимает при восстановлении.
2.3. Электролиз растворов электролитов
В водных растворах электролитов молекулы воды также могут участво­вать в реакциях окисления и восстановления на электродах.

При электролизе растворов электролитов происходит конкуренция между растворенным веществом и растворителем за участие в электродном про­цессе. Из нескольких возможных параллельных электродных процессов бу­дет протекать тот, осуществление которого требует меньшей затраты энергии. Последнее зависит от значений электродных потенциалов соответст­вующих электрохимических реакций при данных условиях.

На катоде восстанавливается в первую очередь те частицы (катионы ме­таллов или молекулы воды), у которых наибольшей электродный потенциал. Например, из смеси катионов Ag⁺, Cu⁺², Zn⁺² при достаточном напряжении на электродах в электролизере сначала будут восстанавливаться катионы Ag⁺ (E⁰ = + 0,80В), затем Cu⁺² (E⁰ = + 0,34В) и, наконец, Zn⁺² (Е⁰= - 0,76В).

Восстановление молекул воды на катоде проходит с выделением Н₂:
2Н₂О + 2ē = Н₂ + 2ОН^-,
Этот процесс в нейтральной среде (рН=7) начинается при катодном потенциале -0,41В.

Однако для осуществления реакций окисления и восстановления на электродах необходимо, чтобы частицы электролита подошли к электродам, адсорбировались на них, после разрядки объединились в молекулы и десорбировались. Эти процессы протекают с определенными скоростями, и на их осуществление требуется затрата дополнительной энергии, то есть необходимо на электродах создать более высокое напряжение. Это дополнительное напряжение называется перенапряжением.

Перенапряжение для катодных реакций, в процессе которых выделяются металлы, обычно невелико. Однако перенапряжение водорода достигает довольно больших значений. Высокое перенапряжение водорода позволяет на катоде восстанавливаться катионам металлов, потенциал которых более отрицателен, чем Е = - 0,41В (до Е = - 0,83В). В результате этого можно выделить три группы катодных процессов:

1. 
   Катионы металлов, имеющих малую величину стандартного электродного потенциала (от Li⁺ до Mg⁺² включительно) в водном растворе не восстанавливаются, а вместо них на катоде восстанавливаются молекулы воды. При этом выделяется водород, а в прикатодном пространстве накапливаются анионы OH^-.
   
2. 
   Катионы металлов, имеющие стандартный электродный потенциал
   меньший, чем у водорода, но больше, чем у марганца (от Mn⁺² до H⁺),при электролизе восстанавливаются одновременно с молекулами
   воды.
   
3. 
   Катионы металлов, имеющих стандартный потенциал положительный, в водном растворе восстанавливаются на катоде полностью.
   

Характер реакций, протекающих на аноде, зависит как от присутствия молекул воды, так и от типа анода (инертный или активный). На инертном аноде в водном растворе проходит окисление анионов электролита или моле­кул воды. В первую очередь на аноде окисляются те частицы (H₂O или анио­ны электролита), потенциал которых меньше. Молекулы воды окисляются с выделением кислорода:
2H₂O - 4ē = О₂ + 4H⁺.
В этой реакции потенциал кислорода как окисленной формы равен + 0,815В. Однако из-за перенапряжения окисление воды проходит при потенциале +1,5В.

Как правило, окисление простых анионов, не содержащих в своем со­ставе кислород (S^-2, I^-, Br^-, Cl^- и др.) проходит при потенциале меньше, чем +1,5В. Поэтому эти анионы будут окисляться на аноде раньше, чем вода. Кислородосодержащие анионы (СО₃^-2, NO₃^-, SO₄^-2 и др.) имеют слишком высо­кие потенциалы окисления, поэтому вместо них на аноде идет окисление во­ды, выделяется кислород, а в прианодном пространстве накапливаются ка­тионы H⁺.

В щелочных растворах на аноде окисляются анионы ОН^-:
4OH^- - 4ē = O₂ + 2H₂O.
Рассмотрим примеры электролиза водных растворов солей (электроды инертные).

Пример 1. Раствор СuСl₂.

В водном растворе СuСl₂ диссоциирует:

СuСl₂ = Cu⁺² + 2Сl^-.

Катионы Сu⁺² перемещаются к катоду, анионы Сl^- – к аноду. Возле катода и анода есть молекулы Н₂О.

Катодный процесс: Сu⁺² + 2ē = Сu⁰ , так как Е⁰ Cu⁺²/Cu > Е⁰ Н₂О/Н₂.

Анодный процесс: 2Сl^- - 2ē = Cl₂, так как анион не содержит кислород, потому окисляется легче воды.

Пример 2. Раствор K₂SO₄.

В растворе K₂SO₄ диссоциирует:
K₂SO₄ → 2K⁺ + SO₄^-2.
Катод: К⁺, Н₂О.

Анод: SO₄^-2, Н₂О.

Катодный процесс. Стандартный электродный потенциал калия меньше, чем потенциал восстановления воды, поэтому на катоде будет восстанавли­ваться вода:
2Н₂О + 2ē = ↑Н₂ + 2OH^-.
Возле катода будут накапливаться анионы ОН^-, и среда станет щелочной.

Анодный процесс. Анион SO₄^-2 содержит кислород, и поскольку такие анионы окисляются труднее, чем вода, то будет идти окисление воды:
2Н₂О - 4ē = ↑O₂ + 4H⁺.
Возле анода будут накапливаться катионы Н⁺, и среда станет кислотной.

Если при электролизе используются активные электроды (сделанные из металла), способные окислятся при напряжении электролиза, то ионы из рас­твора не окисляются на аноде, а идет окисление самого анода. В результате атомы металла, теряя электроны, из анода переходят в виде ионов в раствор: анод растворяется. Ионы металла, перешедшие в раствор, перетягиваются к катоду и восстанавливаются на нем. На катоде происходит отложение метал­ла, принесенного с анода. Такой тип электролиза называется электролизом с растворимым анодом.

Пример. Раствор NiCl₂ (электроды Ni).

В растворе идет диссоциация NiCl₂:
NiCl₂ → Ni²⁺ + 2Cl^-.
Катод (Ni): Ni²⁺, Н₂О.

Анод (Ni): Сl^-, Н₂О.

На катоде будет идти восстановление Ni⁺², так как потенциал никеля больше потенциала восстановления воды, на аноде будет идти окисление атомов никеля.

Катод: Ni⁺² + 2ē = Ni⁰,

Анод: Ni⁰ - 2ē = Ni²⁺.
3. Экспериментальная часть
3.1. Определение электрического заряда на электродах (рис.1)
U-образную трубку укрепить в зажиме штатива. Налейте в электролизер до 3/4 объема нитрата натрия и в оба колена электролизера долейте водно­го раствора лакмуса. Опустив электроды, подключите их к источнику постоянного тока. Наблюдайте процессы, проис­ходящие в электролизере в течение 3-5 минут, составьте уравнения происходящих хи­мических реакций и на осно­вании этого определите заря­ды и наименование электро­дов.

3.2. Электролиз раствора йодида калия

В электролизер налить раствор йодида калия, в который опустить по одной полоске йодокрахмальной бумажки и 2-3 капли фенолфталеина. Вста­вить в оба колена трубки угольные электроды и включить постоянный ток. Наблюдать окрашивание у катода и анода. Составить схему электролиза вод­ного раствора. Объяснить реакции раствора у катода и анода, вспомнив, что крахмал является реактивом на свободный йод, а фенолфталеином можно обнаружить щелочную среду.
3.3.Электролиз раствора сульфата цинка

Налить в U-образную трубку раствор сульфата цинка. Пользуясь угольными электродами, пропустить электрический ток в течение 5 минут. Что выделилось на электродах?
3.4. Электролиз раствора сульфата меди

Налить в U-образную трубку раствор сульфата меди. Пользуясь уголь­ными электродами, пропустить ток в течение 4-5 минут. Что выделилось на электродах? Составить схему электролиза раствора сульфата меди.
3.5. Электролиз с растворимым анодом

Присоединив электрод с отложившейся в предыдущем опыте медью к положительному полюсу тока, а другой электрод - к отрицательному полю­су, пропустить электрический ток. Наблюдать растворение меди с анода. Со­ставить схему электролиза водного раствора сульфата меди при медном ано­де.
4. Задачи для самостоятельной работы

1. Напишите уравнение электродных процессов, протекающих на инертных электродах при электролизе расплава электролита:

1. 
   хлорида магния;
   
2. 
   йодида калия;
   
3. 
   сульфида железа (II);
   
4. 
   йодида марганца (II);
   
5. 
   бромида натрия;
   
6. 
   хлорида кальция;
   
7. 
   йодида олова (II);
   
8. 
   сульфида меди (II);
   
9. 
   бромида хрома (II);
   
10. 
    хлорида алюминия;
    
11. 
    фторида никеля;
    
12. 
    хлорида кобальта (II);
    
13. 
    сульфида цинка;
    
14. 
    йодида цинка;
    
15. 
    бромида железа (II);
    
16. 
    хлорида бария;
    
17. 
    сульфида калия;
    
18. 
    йодида кальция;
    
19. 
    фторида меди;
    
20. 
    бромида цинка.
    

2. Напишите уравнения электродных процессов, протекающих на инертных электродах при электролизе растворов электролитов:

1. 
   нитрата серебра;
   
2. 
   йодида алюминия;
   
3. 
   сульфида бария;
   
4. 
   сульфата магния;
   
5. 
   йодида цинка;
   
6. 
   бромида кальция;
   
7. 
   фосфата калия;
   
8. 
   нитрата марганца;
   
9. 
   карбоната лития;
   
10. 
    нитрата свинца (II);
    
11. 
    хлорида магния;
    
12. 
    нитрата натрия;
    
13. 
    хлорида меди (II);
    
14. 
    йодида никеля (II);
    
15. 
    сульфата хрома (III);
    
16. 
    нитрата меди (II);
    
17. 
    сульфита натрия;
    
18. 
    фосфата лития;
    
19. 
    карбоната никеля;
    
20. 
    хлорида железа (II).
    

4. 
   Напишите реакции электродных процессов, проходящих при электро­лизе раствора электролита А, и рассчитайте массу вещества, выделившегося на указанном электроде, при прохождении через раствор тока I в течение вре­мени τ.
   

Вариант	Электролит А	Электрод	Сила тока I, А	Время элек­тролиза, τ
1	хлорид магния	катод	2	15 мин.
2	иодид калия	катод	5	2 ч.
3	сульфат железа (II)	анод	4	1,5 ч.
4	иодид марганца(II)	анод	0,1	20 мин.
5	бромид натрия	анод	2	10 мин.
6	хлорид кальция	катод	3	3 ч.
7	иодид олова	анод	10	2,5 ч.
8	сульфат меди (II)	анод (медь)	7,5	4 ч.
9	бромид хрома (II)	катод	9	0,25 ч.
10	хлорид алюминия	катод	12	15 мин.
11	нитрат никеля (II)	анод (никель)	0,5	10 мин.
12	хлорид кобальта(II)	анод (кобальт)	4	3 ч.
13	нитрат цинка	анод	0,3	2,5 ч.
14	иодид цинка	катод	0,75	1,5 ч.
15	бромид железа(II)	катод	8,5	3 ч.
16	сульфита натрия	анод	4	1,5ч.
17	карбоната никеля	анод	9	3 ч. 15 мин.
18	нитрата свинца (II)	катод	6	1 ч. 30 мин.
19	йодида алюминия	катод	0,5	25 мин.
20	сульфида бария	анод	5	3,5 ч.