shkolakz.ru 1
Методическое обеспечение: Обухов В.М.


Редактор: Гордеева Ю.В.

3D графика: Дубин А.Н.

Script программирование: Демидов В.В.

Управление проектом: Сергиенко Е.В.


Лабораторная работа


Тема «Электролиз водных растворов солей»

Раздел «Электрохимические процессы»


1. ВВЕДЕНИЕ


Цель работы – изучение процесса электролиза водных растворов сульфата меди и йодида калия.


2. ТЕОРИЯ


При окислительно–восстановительных реакциях (ОВР) происходит переход электронов от восстановителя к окислителю.

Если осуществить ОВР так, что полуреакции окисления и восстановления будут пространственно разделены, то, если соединить восстановитель и окислитель металлическим проводником, мы получим направленное движение электронов – электрический ток.

Химические процессы, которые сопровождаются возникновением электрического тока или протекают под действием электрического тока, называются электрохимическими процессами.

Электрохимический процесс, в котором электрическая энергия внешнего источника превращается в химическую энергию (окислительно-восстановительная реакция), называется электролизом.

Прежде, чем разобрать процессы, протекающие при электролизе, рассмотрим понятие электродный потенциал. Опустим металлическую пластинку в водный раствор собственной соли. Например: цинковую пластинку в раствор сульфата цинка.

Металлы имеют атомную структуру (см. строение твердого тела). В узлах кристаллов расположены атомы и положительно заряженные ионы, связанные свободными (делокализованными) электронами.

При погружении металла в водный раствор, полярные молекулы воды взаимодействуют с поверхностными ионами металла. В результате взаимодействия происходит вырывание положительных ионов из металла, а электроны остаются в кристалле металла.

Металл, в котором остались электроны, становится заряженным отрицательно, а раствор, в который перешли положительно заряженные ионы металла – положительно. Ионы из раствора притягиваются к отрицательно заряженной поверхности металла, однако, оболочка из молекул воды препятствует их взаимодействию (см. тему растворы, раздел диссоциация электролитов). Поэтому положительно заряженные ионы концентрируются у поверхности




e · Me+ Н2О e Me+ · Н2О

e · Me+ Н2О e Me+ · Н2О

e · Me+ Н2О e Me+ · Н2О




Металл Раствор Металл Раствор

Таким образом, на границе металл – раствор возникает двойной электрический слой.

Разность потенциалов на границе металл – раствор называется электродным потенциалом, а система металл – раствор называется электродом.

Данный процесс является обратимым. Процесс перехода ионов в раствор – это реакция окисления; обратная реакция – восстановление ионов из раствора до атомов металла

Окисление

Me + mH2O (Me · H2O)m+ + me-

Восстановление

Равновесие имеет динамический характер. В зависимости от условий процесс смещается в сторону окисления или восстановления. Потенциал, устанавливающийся в условиях равновесия реакций окисления и восстановления на электроде, называется равновесным электродным потенциалом.

Электрод, на котором идет процесс окисления, обозначают: Ме / Меn+, электрод, на котором идет процесс восстановления: Меn+ / Ме.

На величину электродного потенциала влияют:


- природа металла;

- концентрация катионов, в растворе электролита;

- температура.

Количественно эта зависимость выражается уравнением Нернста


е = е0 + R·T · Ln [Меn+ ] / nF


где е – равновесный электродный потенциал, В;

е0 – стандартный электродный потенциал, В;

R – универсальная газовая постоянная, 8,31 Дж/мол 0К;

Т – температура, 0К;

n – число электронов, принимающих участие в процессе (заряд иона);

F – постоянная Фарадея, 96,500 Кл/мол;

[Меn+ ] – концентрация ионов в растворе электролита.

При температуре 298 0К (25 0С) уравнение Нернста имеет вид:


е = е0 + 0.059 · Lg [Меn+ ] / n


Стандартный электродный потенциал – потенциал данного электрода при температуре 2980К (25 0С) и молярной концентрации ионов в растворе 1,0 мол/л.

Абсолютное значение электродного потенциала экспериментально определить невозможно. Определяют относительные значения электродных потенциалов по водородной шкале. За нуль принято значение потенциала водородного электрода при стандартных условиях


+ + 2е- Н2 е0Н2/2Н+ = 0 (В)


Если расположить электроды в ряд в порядке возрастания потенциалов, то получим ряд стандартных электродных потенциалов


К/К+ Na/Na+ Mg/Mg2+ Zn/Zn2+ Fe/Fe2+ H2/2H+ Cu/Cu2+

-2.92 -2.71 -2.36 -0.46 -0.44 0 +0.34

Ряд стандартных электродных потенциалов дает количественную электрохимическую характеристику металлов:


С уменьшением величины электродного потенциала – возрастает способность атома металла окисляться до иона

Ме – ne- Men+

Например: е0Fe/Fe2+ = -0.44 (В) e0 Zn/Zn2+ = -0.76 (В)

Fe – 2e- = Fe2+ Zn – 2e- = Zn2+

Атомы цинка легче окисляются, чем атомы железа.

С увеличением величины электродного потенциала – возрастает способность ионов металла восстанавливаться до атома

Меn+ + ne- Me

Например: е0Fe/Fe2+ = -0.44 (В) e0 Zn/Zn2+ = -0.76 (В)

Fe2+ + 2e- = Fe Zn2+ + 2e- = Zn

Ионы железа легче восстанавливаются, чем ионы цинка.


Устройство, в котором осуществляется процесс электролиза, (электролизер) состоит из двух электродов и электролита. Электрод, подключенный к отрицательному полюсу внешнего источника тока (избыток электронов) является окислителем. На этом электроде избыточные электроны связывают катионы из раствора или расплава. Идет процесс восстановления. Электрод, подключенный к отрицательному полюсу источника тока, является катодом. Электрод, подключенный к положительному полюсу источника тока (недостаток электронов) является восстановителем. На нем идет процесс окисления анионов из раствора или расплава. Этот электрод является анодом.

Рассмотрим электролиз расплава хлорида натрия. Расплав состоит из ионов Na+ и Cl-. Если погрузить в расплав два электронопроводящих (графитовых) электрода, подключенных к источнику тока, то в электролите начнется направленное движение ионов и на электродах будут протекать следующие реакции:



NaCl = Na+ + Cl-

К (–) (+) А

Na+ Cl-

Катод К 2 Na+ + e- = Na

Анод А 1 2Cl- – 2е = Cl2

Ионное уравнение 2Na+ + 2Cl- = 2Na +Cl2

Молекулярное уравнение 2NaCl = 2Na + Cl2


Таким образом, при электролизе расплава хлорида натрия может быть получен металлический натрий и газообразный хлор.

Электролиз водных растворов электролитов отличается от электролиза расплавов тем, что в системе кроме ионов электролита присутствуют продукты диссоциации воды

H2O H+ + OH-

которые восстанавливаются и окисляются по уравнениям:

на катоде 2Н2О + 2е- = H2 + 2OH-

на аноде 2Н2О – 4е = O2 + 4H+

Поэтому при электролизе водных растворов электролитов (например, водного раствор сульфата меди) к катоду движутся ионы Cu2+ и H+, а к аноду ионы SO42- и OH-.

Последовательность восстановления ионов из водных растворов на катоде зависит от величины электродного потенциала восстановления катионов электролита и электродного потенциала восстановления воды (ионов водорода из воды). Электродный потенциал восстановления воды равен (-0,41В). Почему? Для воды (нейтральная среда) концентрация ионов водорода равна 10-7мол/л. Согласно уравнению Нернста для температуры 25оС


е2н+2о = 0 + 0,059·Lg10-7 /1= –0,41 (В)

На катоде в первую очередь восстанавливаются ионы с более высоким значением электродного потенциала

Из реакций Меm+ + mе- = Ме

2О + 2е = H2 + 2OH- е = –0,41 (В)

возможны следующие случаи:


  1. Ионы металлических элементов, электродный потенциал которых больше –0,41 (В). Восстанавливаются только ионы металлических элементов Меm+ + mе- = Ме

  2. Ионы металлических элементов, электродный потенциал которых меньше –0,41 (В). В первую очередь восстанавливаются ионы водорода из воды 2Н2О + 2е = H2 + 2OH-

Для ионов металлических элементов электродный потенциал которых от –1,18 (В) до –0,41 (В) (от AL3+ до Сd2+) возможно одновременное восстановление ионов водорода из воды и ионов металлических элементов Меm+ + mе- = Ме 2Н2О + 2е = H2 + 2OH-

Последовательность окисления ионов из водных растворов на аноде зависит от величины электродного потенциала окисления анионов электролита, электродного потенциала окисления воды и также вещества, из которого сделан анод.

Аноды подразделяются на инертные (нерастворимые), изготовляемые из угля, кокса, графита или платины, и активные (растворимые), изготовляемые, как правило, из металла, соли которого подвергаются электролизу.

На аноде в первую очередь окисляются молекулы, атомы, ионы, которые имеют наименьшее значение потенциала.

На инертном аноде возможно окисление анионов электролита или окисление воды.
  1. Анионы бескислородных кислот /S2-, Cl-, Br-, J-/ окисляются в первую очередь, так как потенциал окисления этих анионов ниже потенциала окисления воды.


Например, из возможных процессов:

2J- – 2е- = J2 е0 = +0,54 (В)

2О – 4е = O2 + 4H+ е0 = +1,23 (В)

В первую очередь окисляются ионы йода /J-/ с выделением молекулярного йода /J2/

2J- – 2е- = J2

2. Если же раствор содержит анионы кислородосодержащих кислот (NO3- CO32-, SO42-, PO43-, SO32-), то в первую очередь окисляются молекулы воды, так как потенциал окисления воды ниже потенциала окисления этих анионов.

Например, из возможных процессов:

2О – 4е = O2 + 4H+ е0 = +1,23 (В)

2SO42- – 2e- = S2O82- е0 = +2,01 (В)

В первую очередь окисляются молекулы воды с выделением молекулярного кислорода

Н2О – 4е = O2 + 4H+

3. На активном аноде происходит окисление вещества, из которого изготовлен анод, так как этот процесс имеет наиболее низкое значение потенциала.

Например, при электролизе водного раствора сульфата меди с медным анодом возможны процессы:

Cu – 2e- = Cu2+ е0 = +0,34 (В)

2О – 4е = O2 + 4H+ е0 = +1,23 (В)

2SO42- – 2e- = S2O82- е0 = +2,01 (В)

В первую очередь окисляется сам анод

Cu – 2e- = Cu2+


3. ОБОРУДОВАНИЕ

3.1. Активные клавиши



Рис. 3.1. Функции манипулятора


Левая клавиша мыши (ЛКМ) - при нажатии берется объект (бутыль, мостик, провода)


Средняя клавиша мыши (СКМ) - при прокрутке назад (на себя) сцена отдаляется, при прокрутке вперед (от себя) сцена приближается.


Правая клавиша мыши (ПКМ) – не используется


Движение мыши:

движение вправо - сцена движется вправо,

движение влево - сцена движется влево,

движение вверх - сцена движется вверх,

движение вниз - сцена движется вниз.


3.2. Лабораторное оборудование


Для проведения лабораторной работы необходимо следующее оборудование:


Опыт №1

- лабораторная склянка с раствором с надписью:

CuSO4

-электролизер,

- графитовые электроды 2 шт.

- 2 металлических провода с клеммами на концах,

- источник постоянного тока


Опыт №2

- лабораторная склянка с раствором с надписью:

KJ

-электролизер,

- графитовые электроды 2 шт.

- 2 металлических провода с клеммами на концах,

- источник постоянного тока

- склянка с надписью фенолфталеин


Опыт №3

- лабораторная склянка с раствором с надписью:

1 –Na2SO4(прозрачный раствор)


-электролизер,

- графитовые электроды 2 шт.

- 2 металлических провода с клеммами на концах,

- источник постоянного тока

- баночка с индикаторными полосками

Справа находится кнопка вызова меню (рис. 3.2). В меню можно увидеть кнопки управления («Начать заново», «Выход»), кнопки переключения между опытами, окно с подсказками и кнопку для вызова окна настроек (рис. 3.4), в котором можно включить полноэкранный режим, настроить качество графики. Для выхода из полноэкранного режима нажать клавишу ESC.





Рис. 3.2. Кнопка вызова меню




Рис. 3.3. Боковое меню




Рис. 3.4. Окно настроек


4. ПОРЯДОК ПРОВЕДЕНИЯ РАБОТЫ


Цель работы: изготовление гальванического элемента, изучение работы гальванического элемента, расчет ЭДС элемента.


Опыт №1 Электролиз водного раствора сульфата меди


Последовательность действий


  1. Взять склянку с раствором CuSO4 (раствор голубого цвета) и налить в электролизер на 2/3 его высоты раствором сульфата меди (нажатие ЛКМ на склянку с раствором).

  2. Взять графитовые электроды и опустить их в электролизер с раствором сульфата меди (нажатие ЛКМ на электроды)

  3. Подключаем электроды к источнику постоянного питания (нажатие ЛКМ на вилку) и нажимаем кнопку «Сеть» (нажатие ЛКМ на кнопку)

  4. На графитовом электроде, соединенном с полюсом (-) источника тока наблюдается выделение металла меди

  5. На графитовом электроде, соединенном с полюсом (+) источника тока наблюдается выделение пузырьков газа

  6. Поменять полюса (нажать ЛКМ на вилку)

  7. Наблюдаем, что на электроде с медью появляются пузырьки, а на втором электроде выделяется медь.

  8. В отчете:

- написать уравнения процессов, идущих на графитовых электродах,

- написать молекулярное уравнение окислительно-восстановительной реакции протекающей при электролизе водного раствора сульфата меди.


Опыт №2 Электролиз водного раствора йодида калия


Последовательность действий

  1. Для переключения на второй опыт нажать кнопку «Опыт 2» в боковом меню.


  2. Взять склянку с раствором KJ и налить в электролизер на 2/3 его высоты раствором йодида калия (нажатие ЛКМ на склянку с раствором).

  3. Взять склянку с индикатором фенолфталеин и налить в электролизер по 2 капли в каждое колено (нажатие ЛКМ на склянку с надписью «ф-ф»).

  4. Взять графитовые электроды и опустить их в электролизер с раствором сульфата меди (нажатие ЛКМ на электроды)

  5. Подключаем электроды к источнику постоянного питания (нажатие ЛКМ на вилку) и нажимаем кнопку «Сеть» (нажатие ЛКМ на кнопку)

4. На графитовом электроде, соединенном с полюсом (-) источника тока наблюдается выделение пузырьков газа и раствор окрашивается в малиновый цвет (признак щелочной среды)

5. На графитовом электроде, соединенном с полюсом (+) источника тока наблюдается окрашивание раствора в цвет йода

6. В отчете:

- написать уравнения процессов, идущих на графитовых электродах,

- написать молекулярное уравнение окислительно-восстановительной реакции протекающей при электролизе водного раствора йодида калия.


Опыт №3 Электролиз водного раствора сульфата натрия


Последовательность действий

  1. Для переключения на второй опыт нажать кнопку «Опыт 3» в боковом меню.

  2. Взять склянку с раствором Na2SO4 и налить в электролизер на 2/3 его высоты раствором сульфата натрия(нажатие ЛКМ на склянку с раствором).

  3. Взять графитовые электроды и опустить их в электролизер с раствором сульфата меди (нажатие ЛКМ на электроды)

  4. Подключаем электроды к источнику постоянного питания (нажатие ЛКМ на вилку) и нажимаем кнопку «Сеть» (нажатие ЛКМ на кнопку)
  5. Достать индикаторные полоски из баночки и поместить их в электролизер рядом с каждым электродом (нажать ЛКМ на баночку с индикаторными полосками).


  6. На графитовом электроде, соединенном с полюсом (-) источника тока не наблюдается изменений

  7. На графитовом электроде, соединенном с полюсом (+) источника тока наблюдается выделение пузырьков газа

  8. Вынимаем индикаторные полоски (нажатие ЛКМ на любую полоску): из щелочной среды полоска окрасилась в синий цвет, из кислой – в малиновый.

  9. В отчете:

- написать уравнения процессов, идущих на графитовых электродах,

- написать молекулярное уравнение окислительно-восстановительной реакции протекающей при электролизе водного раствора сульфата натрия.

5. КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ


  1. Какие процессы называются электрохимическими.

  2. Механизм возникновения электродного потенциала на границе металл-электролит.

  3. Влияние различных факторов на величину электродного потенциала. Уравнение Нернста. Стандартный электродный потенциал.

  4. Измерение электродного потенциала.

  5. Ряд стандартных электродных потенциалов.

  6. Электролиз расплавов.

  7. Электролиз водных растворов электролитов с инертным анодом. Последовательность восстановления ионов на катоде и окисления на аноде.

  8. Электролиз водных растворов электролитов с активным анодом.



6. ОТЧЕТ


6.1 Форма отчета


Цель работы ___________________________________________


Наблюдения эксперимента _______________________________


Уравнение электронных процессов, протекающих на электродах ________________________


Уравнения окислительно-восстановительных реакций протекающих при электролизе водных растворов CuSO4 и KJ ________________________


Работу выполнил _________________________________________________

Отчет принял ____________________________________________________


«____» _______________________201___г


7. СПИСОК ИСПОЛЬЗОВАННОЙ ЛИТЕРАТУРЫ


1. Коровин Н.В. Общая химия. М., Высшая школа, 2002 г.

2. Глинка Н.Л. Общая химия. Л., Химия, 2004 г.

3. Обухов В.М. Общая химия: Учебное пособие. – Тюмень: ТюмГНГУ, 2004г.