Катодное восстановление нитросоединений
Автор работы: Пользователь скрыл имя, 06 Марта 2013 в 23:03, курсовая работа
Краткое описание
Электролиз – совокупность процессов, происходящих при прохождении электрического тока через электрохимическую систему, состоящую из двух электродов и расплава или раствора электролита. Для осуществления электролиза к отрицательному полюсу внешнего источника тока присоединяют катод, а к положительному – анод и погружают их в электролит. При прохождении тока через электролит катионы под действием электрического поля движутся к катоду, а анионы – к положительному электроду – аноду.
Содержание
1 Основные теоретические положения................................................................. 4
1.1 Общие понятия............................................................................................... 4
1.2 Электролиз водных растворов электролитов.............................................. 4
1.3 Катодные процессы. Перенапряжение........................................................ 5
1.4 Анодные процессы ........................................................................................ 6
1.5 Определение продуктов электролиза .......................................................... 7
1.6 Законы электролиза....................................................................................... 8
2 Требования техники безопасности..................................................................... 9
3 Экспериментальная часть.................................................................................... 9
4 Требования к отчету........................................................................................... 12
5 Контрольные вопросы и задачи........................................................................ 13
Литература ............................................................................................................. 13
Приложение ........................................................................................................... 14
Прикрепленные файлы: 1 файл
Федеральное агентство по образованию
Государственное образовательное учреждение
высшего профессионального образования
Новгородский государственный университет им. Ярослава Мудрого
Факультет естественных наук и природных ресурсов
Кафедра химии и экологии
ЭЛЕКТРОЛИЗ ВОДНЫХ РАСТВОРОВ
ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Методические указания
к лабораторной работе
Великий Новгород
2006 г
2
Электролиз водных растворов электролитов: Методические указания/
Составители: Бойко Е.Н., Кузьмичева В.П., Петухова Е.А. - НовГУ, Великий
Новгород, 2006. – 14 с.
Рассмотрены основные понятия электролиза, особенности электролиза
водных растворов электролитов с растворимым и растворимым анодами
Методические
указания
предназначены
для
студентов
всех
специальностей, изучающих химию.
3
СОДЕРЖАНИЕ:
1 Основные теоретические положения................................................................. 4
1.1 Общие понятия............................................................................................... 4
1.2 Электролиз водных растворов электролитов.............................................. 4
1.3 Катодные процессы. Перенапряжение........................................................ 5
1.4 Анодные процессы ........................................................................................ 6
1.5 Определение продуктов электролиза .......................................................... 7
1.6 Законы электролиза....................................................................................... 8
2 Требования техники безопасности..................................................................... 9
3 Экспериментальная часть.................................................................................... 9
4 Требования к отчету........................................................................................... 12
5 Контрольные вопросы и задачи........................................................................ 13
Литература ............................................................................................................. 13
Приложение ........................................................................................................... 14
4
1 ОСНОВНЫЕ ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ПОЛОЖЕНИЯ
1.1 Общие понятия
Электролиз
– совокупность
процессов, происходящих
при
прохождении электрического тока через электрохимическую систему,
состоящую из двух электродов и расплава или раствора электролита.
Для осуществления электролиза к отрицательному полюсу внешнего
источника тока присоединяют катод, а к положительному – анод и
погружают их в электролит. При прохождении тока через электролит
катионы под действием электрического поля движутся к катоду, а анионы – к
положительному электроду – аноду. Например, при электролизе расплава
MgCl
2
катионы магния, подойдя к катоду, взаимодействуют с приходящими
по внешней цепи электронами, восстанавливаются:
К «+» Mg
2+
+ 2е
-
→ Mg.
Анионы хлора перемещаются к положительному электроду и, отдавая
избыточные электроны, окисляются. При этом первичным процессом
является окисление ионов хлора:
А «-» 2Cl
-
–2е
-
→ 2Cl
0
,
а вторичным – связывание образующихся атомов хлора в молекулы:
2Cl → Cl
2
.
Складывая уравнения электродных процессов, получим суммарное
уравнение окислительно-восстановительной реакции, протекающей при
электролизе расплава MgCl
2
:
Mg
2+
+ 2Cl
-
→ Mg + Cl
2
.
Эта реакция не может протекать самопроизвольно, энергия,
необходимая для ее осуществления, поступает от внешнего источника тока.
В ходе этой реакции электрическая энергия превращается в химическую.
1.2 Электролиз водных растворов электролитов
При рассмотрении электролиза водных растворов необходимо
помнить, что кроме ионов электролита во всяком водном растворе есть еще
ионы Н
+
и ОН
-
- продукты диссоциации воды. В электрическом поле ионы Н
+
перемещаются к катоду, а ионы ОН
-
к аноду. Таким образом, у катода могут
разряжаться как катионы электролита, так и катионы водорода. У анода
может происходить разряд как анионов электролита, так и гидроксид –
ионов. Кроме того, молекулы воды также могут подвергаться
электрохимическому окислению или восстановлению.
Из нескольких
возможных процессов будет протекать тот, осуществление которого
сопряжено с минимальными затратами энергии.
5
Рассмотрим последовательность разряда ионов при электролизе
водных растворов электролитов.
1.3 Катодные процессы. Перенапряжение
На катоде протекает реакция восстановления, т.е. прием электронов
окислителем, поэтому на катоде в первую очередь должны реагировать
наиболее сильные окислители, которым отвечает наибольшее значение
положительного потенциала.
Однако указанная последовательность разряда ионов часто нарушается
из – за перенапряжения.
Катодное перенапряжение – это дополнительное напряжение,
прикладываемое к катоду (при этом потенциал катода смещается далее в
отрицательную сторону), а анодное – к аноду (при этом потенциал анода
смещается в положительную сторону), необходимое для проведения
процесса с заданной скоростью. Перенапряжение всегда вызывается
затруднениями при протекании
электродного процесса. Наиболее
значительно катодное перенапряжение восстановления ионов водорода и
анодное перенапряжение окисления гидроксид – ионов.
Для катодного восстановления при электролизе водного раствора
электролита, с учетом перенапряжения, все окислители можно разделить на
три группы:
1)
Ионы металлов, потенциал которых существенно более
отрицателен, чем потенциал водородного электрода, т.е.:
Al
Al
Me
Ме
n
/
0
/
0
3+
+
≤
ϕ
ϕ
В водных растворах разряд этих ионов на катоде практически не
происходит, т.к. на катоде выделяется водород:
2Н
+
+2е
-
→ Н
2
↑ при рН < 7
2Н
2
О +2е
-
→ Н
2
↑ + 2ОН
-
при рН ≥ 7.
Металлы,
имеющие
такой
отрицательный
потенциал
(
Al
Al
Me
Ме
n
/
0
/
0
3+
+
≤
ϕ
ϕ
), могут быть получены только электролизом их
расплавленных солей, в которых ионы Н
+
отсутствуют.
2)
Ионы металлов, потенциал которых более положителен, чем
потенциал водородного электрода. К ним относятся катионы Cu
2+
, Ag
+
,
Hg
2+
, Au
3+
, ионы платиновых металлов. При наличии этих ионов в растворе
на катоде они разряжаются в первую очередь, и разряд ионов Н
+
не
происходит.
3)
Ионы, потенциал которых относительно мало отличается от
потенциала водородного электрода. К ним относятся ионы Sn
2+
, Pb
2+
, Ni
2+
,
Co
2+
, Zn
2+
, Cd
2+
и других металлов, находящихся в ряду напряжения между
6
алюминием и водородом. Преимущественным процессом в этом случае будет
разряд ионов металлов:
Ме
n+
+nе
-
→ Ме
0
,
но часть электричества будет расходоваться на выделение водорода:
2Н
2
О +2е
-
→ Н
2
↑ + 2ОН
-
.
1.4 Анодные процессы
На аноде протекают реакции окисления восстановителей, т.е. отдача
электронов восстановителем, поэтому в первую очередь на аноде должны
реагировать наиболее сильные восстановители – вещества, имеющие
отрицательный потенциал.
На аноде при электролизе водных растворов может протекать
несколько процессов:
1) растворение металла:
Ме
0
–nе
-
→ Ме
n+
2) окисление ОН
-
- ионов или воды:
4ОН
-
–4е
-
→ О
2
+ 2Н
2
О
при рН > 7
2Н
2
О –4е
-
→ О
2
+ 4Н
+
при рН ≤ 7
3) окисление других веществ, присутствующих в растворе или около
электрода:
Red –nе
-
→ Ox
где Ox и Red – окисленная и восстановленная форма вещества
соответственно.
Если потенциал металлического анода имеет более отрицательное
значение, чем потенциал окисления ионов ОН
-
или других веществ,
присутствующих в растворе, то происходит растворение металла. При этом
протекает
электролиз
с
растворимым
анодом. Из-за
высокого
перенапряжения выделения кислорода многие металлические аноды
становятся неустойчивыми и растворяются (вплоть до Ag).
По активности к окислению на аноде отрицательные ионы могут быть
расположены в следующий ряд:
I
-
, Вr
-
, Сl
-
, S
2-
, ОН
-
, SO
4
2-
, NO
3
-
, СlO
4
-
(Н
2
О)
При электролизе водных растворов соединений, которые содержат
кислородсодержащие ионы, вместо последних на аноде разряжаются
гидроксид – ионы или молекулы воды.
7
1.5 Определение продуктов электролиза
Для определения продуктов электролиза растворов электролитов
необходимо:
1)
написать уравнение реакции диссоциации электролита;
2)
определить, какие ионы смогут принять участие в катодном и
анодном процессах;
3)
установить по величине
Me
Ме
n
/
0
+
ϕ
(приложение), к какой группе
относятся катионы электролита и написать уравнение катодного процесса;
4)
отметить материал анода и решить вопрос об участии материала
анода в окислительном процессе. Если анод из инертного материала, то для
обоснования реального анодного процесса надо обратить внимание на
природу аниона и сделать соответствующие выводы;
5)
указать вторичные продукты электролиза.
Рассмотрим электролиз раствора сульфата калия с графитовыми
электродами:
K
2
SO
4
→ 2K
+
+ SO
4
2-
(H
2
O)
«–» Катод ← К
+
SO
4
2-
→ Анод «+»
H
2
O
H
2
O
K
K /
0
+
ϕ
= -2,925В <
Al
Al /
0
+
ϕ
, следовательно, ионы К
+
относятся к
1-ой группе катионов и на катоде происходит выделение водорода:
К «-» 4Н
2
О +4е
-
→ 4Н
0
+ 4ОН
-
– первичный процесс;
4Н → 2Н
2
– вторичный процесс.
Анод из графита окислению не подвергаются. В растворе
присутствуют ионы SO
4
2-
, которые также не будут подвергаться
электрохимическому окислению. Происходит выделение кислорода:
А «+» 2Н
2
О –4е
-
→ 4Н
+
– 2О
0
– первичный процесс;
2О → О
2
– вторичный процесс.
На катоде выделится водород, а на аноде – кислород, следовательно,
происходит электрохимическое разложение воды.
Вблизи катода образуется гидроксид калия, а вблизи анода – серная
кислота.
Электролиз раствора нитрата никеля с никелевым анодом:
Ni(NO
3
)
2
→ Ni
2+
+ 2NO
3
-
(Н
2
О)
«–» Катод ← Ni
2+
NО
3
-
→ Анод (Ni
0
) «+»
Н
2
О
Н
2
О
8
Ni
Ni /
0
2+
ϕ
= -0,25 В, следовательно, ионы никеля относятся ко второй
группе катионов, поэтому на катоде происходит выделение никеля:
К «-» Ni
2+
+2е
-
→ Ni
0
.
Поскольку
Ni
Ni /
0
2+
ϕ
= -0,25 В <
O
H
O
2
2
/
0
ϕ
= 0,82 В при рН=7, то на
аноде происходит окисление никеля:
А «+» Ni
0
–2е
-
→ Ni
2+
.
Этот процесс применяется для получения электролитически чистого
никеля.
1.6 Законы электролиза
Связь между количеством выделившегося при электролизе вещества и
количеством прошедшего через электролит электричества выражается
законами Фарадея.
1 закон Фарадея: массы веществ, выделившиеся на электродах при
электролизе,
прямо
пропорциональны
количеству
электричества,
прошедшего через электролит, т.е.
m = k · I · τ,
где m – масса вещества, образовавшегося на электроде или у электрода, г;
k – электрохимический эквивалент вещества;
F
M
k
В
э
B
)
(
=
;
I – сила тока, А;
τ – время электролиза, с (ч);
F = 96487 Кл или F = 26,8 А/ч;
М
э(В)
– эквивалентная масса вещества.
2 закон Фарадея (закон эквивалентов для электрохимических
реакций): одинаковые количества электричества выделяют на электродах
при электролизе эквивалентные массы различных веществ:
)
(
)
(
2
1
В
э
В
э
υ
υ
=
или
)
(
)
(
)
(
)
(
2
2
1
1
В
э
В
В
э
В
М
m
М
m
=
Отношение количества электричества (q), необходимого для выделения
данной массы вещества, ко всему количеству прошедшего через электролит
электричества (Q), называется выходом по току данного вещества и обычно
выражается в процентах:
%
100
Q
q
=
η
или
%
100
теор
практ
m
m
=
η
.
9
2 ТРЕБОВАНИЯ ТЕХНИКИ БЕЗОПАСНОСТИ
Выполняя опыты, следует строго соблюдать правила работы с
электрическими установками и приборами, включать собранную цепь для
электролиза только после проверки преподавателем, не допускать
разбрызгивания электролитов.
3 ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
Цель работы:
1.
Освоить методику проведения электролиза водных растворов
электролитов с растворимым и нерастворимым анодом.
2.
Отметить зависимость продуктов электролиза от природы
электролита и электродов.
Опыт 1. Электролиз водного раствора хлорида натрия
Для проведения электролиза водных растворов электролитов
используется U – образный электролизер.
Схема установки для электролиза водных растворов изображена на
рис.1.
Рис. 1.
U-образный электролизер; 2 – электроды; 3 – амперметр; 4 – источник
постоянного тока
Заполните электролизер до половины объема раствором хлорида
натрия. Опустите в левое и правое колено графитовые электроды.
Подключите их к источнику постоянного тока. Установите напряжение 6-8 В
и в течение 2-3 минут проводите электролиз. Отметьте выделение газов на
электродах. После окончания электролиза докажите образование щелочи у
катода, добавив в раствор 3 – 3 капли фенолфталеина. Образование хлора на
аноде докажите при помощи раствора иодида калия и крахмала. Иод
окрашивает крахмал в синий цвет. Отметьте, что наблюдаете в прикатодной
зоне. Электролизер и электроды после опыта промойте водой. Составьте
10
схему электролиза раствора NaCl, указав первичные и вторичные продукты
электролиза.
Опыт 2. Электролиз водного раствора иодида калия.
В электролизер с раствором КI опустите графитовые электроды и
проведите электролиз при напряжении 8 В в течение 2-3 минут
Образующийся на аноде иод опускается на дно электролизера
тяжелыми струями бурого цвета
Какой газ выделяется на катоде?
По окончании электролиза в катодную зону добавьте 2 – 3 капли
фенолфталеина. Что наблюдаете?
После электролиза анод промойте раствором Na
2
S
2
O
3
для удаления
иода.
Составьте схему электролиза раствора КI, указав первичные (новые
вещества на электродах) и вторичные продукты электролиза (новые вещества
у лектродов). Отметьте ваши наблюдения.
Опыт 3. Электролиз хлорида (сульфата) цинка.
Электролиз проведите с графитовыми электродами в течение 5 минут
при напряжении 10 В.
Отметьте выделение газа на аноде и образование светло-серого осадка
на катоде.
Составьте схему электролиза раствора соли цинка.
После электролиза катод обработайте раствором соляной кислоты для
снятия цинка.
Опыт 4. Электролиз раствора сульфата меди.
В электролизер с раствором сульфата меди опустите графитовые
электроды и проведите электролиз в течение 3 минут при напряжении 8 В.
Отметьте выделение газа на аноде и образование темно – красного
осадка на катоде.
Составьте схему электролиза раствора сульфата меди, указав
первичные и вторичные продукты электролиза.
После электролиза катод обработайте раствором азотной кислоты для
удаления медного покрытия.
11
Опыт 5. Электролиз с нерастворимым и растворимым анодами.
а) В электролизер с раствором серной кислоты опустите графитовые
электроды и проведите электролиз в течение 3-5 минут при напряжении
6-8 В. Отметьте выделение водорода на катоде и кислорода на аноде.
б) В электролизер с раствором серной кислоты опустите графитовый
катод и медный анод. Проведите электролиз в течение 3 минут при
напряжении 8 В. Отметьте выделение водорода на катоде. Наличие ионов
Cu
2+
докажите добавлением в анодную зону концентрированного раствора
NH
3
до образования [Cu(NH
3
)
4
]SO
4
интенсивно-синего цвета.
Составьте
схемы
электролиза
раствора
серной
кислоты
с
нерастворимым и растворимым анодами.
Электроды и электролизер после опыта промойте водой.
Опыт 6. Электролиз раствора ацетата свинца.
Электролиз проведите с медными электродами в течение 5 минут при
напряжении 8-10 В. Чем объяснить голубое окрашивание у анода? Что
окисляется? Что восстанавливается?
Составьте схему электролиза раствора ацетата свинца, указав
первичные и вторичные продукты электролиза.
Опыт 7. Электролиз раствора сульфата натрия.
В электролизер с раствором сульфата натрия опустите графитовые
электроды и проведите электролиз в течение 5 минут при напряжении 8 В.
Отметьте выделение газов на электродах. По окончании электролиза в
катодную зону добавьте 2-3 капли фенолфталеина, а в анодную – 2-3 капли
метилоранжа. Что наблюдаете? Составьте схему электролиза раствора
Na
2
SO
4
, указав первичные и вторичные продукты электролиза.
Опыт 8. Определение электрохимического эквивалента меди.
Перед погружением в раствор сульфата меди медный электрод
зачистите наждачной бумагой, погрузите на 2-3 с в концентрированную
азотную кислоту, промойте водой, высушите и взвесьте с точностью до
0,01 г.
Подготовленный катод и медный анод опустите в электролизер и
проведите электролиз при определенной силе тока и в течении нескольких
минут (точное время и заданную силу тока указывает преподаватель).
По окончании опыта катод промойте водой, высушите и взвесьте. По
результатам взвешивания определите массу осажденной меди:
m = m
2
– m
1
,
где:
12
m – масса осажденной меди, г;
m
2
– масса катода после электролиза;
m
1
– масса катода до электролиза.
Вычисление электрохимического эквивалента меди проведите на
основе 1 закона Фарадея:
τ
I
m
k
эксперим
=
.
,
где:
k – электрохимический эквивалент;
I - сила тока, А;
τ - продолжительность электролиза, с.
Определите ошибку опыта:
k
теор
. – k
экперим.
= Δ - абсолютная ошибка опыта.
%
100
теор
k
Δ
- относительная ошибка опыта.
F
М
F
М
k
Cu
Cu
э
теор
2
)
(
=
=
,
Полученные результаты занесите в таблицу:
Масса катода, г
до
электролиза
после
электролиза
Масса
осажденной
меди
k
эксперим.
k
теор.
Абсол.
ошибка
Относ.
ошибка
4 ТРЕБОВАНИЯ К ОТЧЕТУ
Отчет должен быть оформлен аккуратно, грамотно и в срок. Он должен
содержать краткое описание теории электролиза, схемы для электролиза. При
оформлении каждого опыта необходимо указать его название, режим
электролиза, отметить наблюдения, написать уравнения электродных
процессов.
13
5 КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ
1. Раствор содержит ионы Fe
2+
, Cu
2+
, Sn
2+
, Ca
2+
в одинаковой
концентрации. В какой последовательности будут разряжаться эти ионы при
электролизе раствора?
2. Составьте схемы электролиза водных растворов AgNO
3
и CaCl
2
(электроды графитовые).
3. Чему равна сила тока, если при электролизе раствора хлорида
магния в течение 30 минут на катоде выделилось 8,4 л водорода,
измеренного при н.у. Вычислите массу вещества, выделившегося на аноде.
4. Через раствор сульфата металла (II) пропустили 400 Кл
электричества. При этом на катоде выделилось 0,196 г металла. Выход
металла по току на катоде 80%. Определите металл и составьте уравнения
реакций, протекающих на электродах:
а) для графитовых электродов;
б) для металлических электродов.
5. Напишите электродные реакции, протекающие в растворе хлорида
калия. Объясните последовательность электродных реакций на примере
электролиза данного раствора.
ЛИТЕРАТУРА
1. Коровин Н. В. Общая химия. – М.: Высшая школа, 2002. – 558 с.
2. Никольский А. Б., Суворов А. В. Химия: Учебное пособие для вузов. –
СПб.: Химиздат, 2001. – 512 с.
3. Глинка Н. Л. Задачи и упражнения по общей химии. – М.: Интеграл-
Пресс, 2004. – 240 с.
4. Задачи и упражнения по общей химии: Учебное пособие /
Б. И. Адамсон, О. Н. Гончарук, В. Н. Камышова и др. / Под ред.
Н. В. Коровина. – М.: Высшая школа, 2003. – 255 с.
5. Суворов А. В., Никольский А. Б. Вопросы и задачи по общей химии. –
СПб.: Химиздат, 2002. – 304 с.
14
ПРИЛОЖЕНИЕ
Стандартные электродные потенциалы при 25 °C
Полуреакция
φ
0
, В
Ag
+
(водн.) + e →Ag (тв.)
+0,799
Al
3+
(водн.) + 3e → Al (тв.)
–1,66
Ba
2+
(водн.) + 2e → Ba (тв.)
–2,90
Ca
2+
(водн.) + 2e → Ca (тв.)
–2,87
Cd
2+
(водн.) + 2e → Cd (тв.)
–0,403
Ce
4+
(водн.) + e → Ce
3+
(водн.)
+1,61
Co
2+
(водн.) + 2e → Co (тв.)
–0,277
Cr
3+
(водн.) + 3e → Cr (тв.)
–0,74
Cu
2+
(водн.) + 2e → Cu (тв.)
+0,337
Cu
+
(водн.) + e → Cu (тв.)
+0,521
Fe
2+
(водн.) + 2e → Fe (тв.)
–0,440
2H
+
(водн.) + 2e → H
2
(г.)
0,000
K
+
(водн.) + e → K (тв.)
–2,925
Li
+
(водн.) + e
–
→ Li (тв.)
–3,05
Mg
2+
(водн.) + 2e → Mg (тв.)
–2,37
Mn
2+
(водн.) + 2e → Mn (тв.)
–1,18
Na
+
(водн.) + e
–
→ Na (тв.)
–2,71
Ni
2+
(водн.) + 2e → Ni (тв.)
–0,28
Pb
2+
(водн.) + 2e → Pb (тв.)
–0,126
Sn
2+
(водн.) + 2e → Sn (тв.)
–0,136
Zn
2+
(водн.) + 2e → Zn (тв.)
–0,763
Информация о работе Катодное восстановление нитросоединений