1594

Опыт 2. Изготовление концентрационного гальванического элемента.

Заполните две пробирки растворами сульфата меди разной концентрации: первую – 2 M раствором CuSО4, вторую – 0,2 M раствором

CuSO4.	оедините	пробирки электролитным мостиком.	Опустите	в
С		предварительно зачищенные медные	пластинки	и
каждую	пробирку

соедините их проводниками с электродами мультиметра.

оставьте схему концентрационного гальванического элемента. Напишите уравнен я х м ческих процессов, протекающих на электродах.

вычислите электродный потенциал катода и анода, а также ЭДС

концентрац онного элемента.

гальваническогоИспользуя значен стандартного потенциала медного электрода,

	бА
	Вопросы задания для защиты лабораторной работы
	«Изготовление гальванических элементов»
1.	Объясн те понят е «гальванический элемент».
2.	Из чего состо т гальванический элемент?
3.	Объясните механизм действия и принцип работы ГЭ.
4.	Из чего состоит водородный электрод? Как определяется величина
стандартного электродного потенциала металла?
5.	Как определить ЭДС ГЭ?
6.	В чем особенность концентрационного ГЭ?

восстановительных реакций на электродахДпод действием прохождения электрического тока через растворы или расплавы электролитов [1, 2, 3]. При электролизе электрод, соединенный с отрицательным полюсом внешнего источника постоянного тока, называется катодом (на нем идет

6. ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ СИСТЕМЫ. ЭЛЕКТРОЛИЗ ВОДНЫХ Р СТВОРОВ И РАСПЛАВОВ СОЛЕЙ

Электролизом	называют	И
		протекание	окислительно-

восстановление), а электрод, соединенный с положительным полюсом источника тока, – анодом (на нем идет окисление).

Электролиз протекает в растворе или расплаве электролита. Молекулы электролита диссоциируют на ионы под влиянием полярных молекул воды или под влиянием нагрева расплава. Поэтому при погружении в электролит электродов, соединенных с источником тока, происходит направленное перемещение ионов: катионов (положительно

51

заряженных ионов) к катоду, анионов (отрицательно заряженных ионов) к аноду. Например, при электролизе раствора или расплава хлорида натрия NaCl ионы Na+ перемещаются к катоду, а ионы Cl– – к аноду.

Различают растворимые и нерастворимые аноды. К нерастворимым анодам относятся аноды, изготовленные из угля, графита или Сблагородных металлов (золота, платины, палладия и т.п.). В этом случае к

анодам перемещаются анионы кислотных остатков, и протекает соответствующ й ок сл тельный процесс. Например:

2Cl– – 2ē = 2Cl0 = Cl20↑; 2H2O – 4ē = 4H+ + O2↑.

К раствор мым анодам относятся аноды, изготовленные из любых

металлов,	бА
	кроме лагородных.	В этом случае происходит окисление
(растворен	е) самого анода:
	0	n+
иМе		– nē → Ме .
Напр мер, на медном аноде протекает следующий процесс:
	Cu0	– 2ē → Cu2+.

Cостав продуктов, полученных при электролизе, определяется порядком восстановления катионов на катоде и анионов на аноде.

Катодные процессы при электролизе. Способность положительно заряженных ионов восстанавливаться на катоде определяется величиной их электродного потенциала. Чем больше численное значение величины φ, тем легче происходит восстановление.

При электролизе расплавов на катоде сначала восстанавливаются
менее активные катионы, стоящие вДряду напряжений правее. Например:
Cu2+ + 2ē → Cu0;	(	/	= +0,34B);
Fe2+ + 2ē → Fe0;
Al3+ + 3ē → Al0;	(	И/ = −0,44 B);
	(	/	= −1,70B).

При электролизе растворов последовательность разряжения ионов на катоде следующая:

52

1. Катионы металлов, стоящие в ряду напряжений правее водорода и имеющие положительные значения стандартных электродных потенциалов, всегда восстанавливаются из растворов. Например:

Ag+	+ ē → Ag0;		(		/	= +0,799 B).
С
2. Если катионы металлов занимают в ряду напряжений среднее
положен е	(от марганца	до	водорода), то одновременно с
восстановлен ем кат онов металлов протекает процесс восстановления
образованием2H2O + 2ē → H2↑ + 2OH ;			(Zn		+/	= −0,763B) 2
молекул воды с		газообразного водорода и ионов ОН-. Ионы
ОН- соед няются с кат онами металла с образованием основания.
Напр мер:
	бА-					;
Zn2+ + 2ē → Zn0;
		–		2+	2OH– → Zn(ОН) .

На более вероятно протекание 1-го процесса – восстановления катионов металла.

3. Катионы металлов начала ряда напряжений, расположенные левее марганца, из водных растворов не восстанавливаются; их можно восстановить только из расплавов. Это связано с большим перенапряжением восстановления указанных металлов.

В водных растворах протекает восстановление молекул воды, а ионы металлов соединяются с ионами ОН.

Например:

2H O + 2ē → H ↑ + 2OH–;	И
2 Na2 + + 2 OH– →2 2 NaОН.	Д( / = −0,413 B);

Продукты, образующиеся при электролизе на электродах в результате окислительно-восстановительных реакций, называются

первичными продуктами электролиза. Продукты, образующиеся в растворе у электродов в результате вторичных реакций соединения,

называются вторичными продуктами электролиза.

В приведенных примерах вторичными продуктами электролиза являются основания Zn(ОН)2 и NaОН.

Анодные процессы при электролизе. На аноде в первую очередь окисляются отрицательно заряженные ионы, которые имеют наименьшее

53

значение электродного потенциала. Пользуясь рядом стандартных окислительно-восстановительных потенциалов, можно приближённо установить порядок окисления анионов на аноде.

В первую очередь окисляются анионы бескислородных кислот (S2-,

I–, Br–, Cl–, CN–), за исключением иона фтора.
С
Например:	(	/	= +0,48B).
S2– – 2ē → S0;
слородсодержащих
Во вторую очередь окисляются молекулы воды:				= −1,23 B).
2H2O – 4ē → O2↑ + 4H+;		(	/
бА3–
Ан оны к	кислот	при	электролизе водных

растворов участвуют во вторичных процессах соединения с ионами водорода.

Напр мер:

SО42– + 2Н+ → Н2SО4.

Анионы кислородсодержащих кислот при электролизе расплавов окисляются с образованием кислорода и соответствующего оксида.

Например:	Д
	2SО42–– 4ē → O2↑ + 2SО3;
	4РО4 – 12ē → 3O2↑ + 2Р2О5;
	2СО32–– 4ē → O2↑ + 2СО2.
	И

В третью очередь окисляются анионы OH–: 4OH– – 4ē → O2↑ + Н2О.

Рассмотрим примеры различных случаев электролиза:

1. Электролиз раствора хлорида меди с нерастворимым анодом.

	CuCl2 ↔ Cu2+ + 2Cl–:
Катодный процесс (–)	Анодный процесс (+)
Cu2+ + 2ē → Cu0.	2Cl– – 2ē → Cl20↑.

54

	2. Электролиз раствора сульфата цинка с нерастворимым анодом.
		ZnSO4 ↔ Zn2+ + SО42–:
	Катодный процесс (–)			Анодный процесс (+)
С			2H2O – 4ē → O2↑ + 4H+;
	Zn2+	+ 2ē → Zn0;
	2H2O + 2ē → H2↑ + 2OH–;		4H+ + 2SО42– → H2SO4.
	Zn2+ + 2OH– → Zn(OH)2.
	кислород
	В данном пр мере вторичными продуктами электролиза являются:
образовавшаяся у анода серная кислота и у катода гидроксид цинка. Цинк
и		, образовавшиеся на	электродах,		являются		первичными
		б
продуктами электрол за.
	3. Электрол з раствора хлорида натрия с нерастворимым анодом.
		NaCl ↔ Na+ + Cl–:
		А
	Катодный процесс (–)			нодный процесс (+)
2H2O + 2ē → H2↑ + 2OH–;					2Cl– – 2ē → Cl20↑.
2Na+ + 2OH– → 2NaOH.
	В приведённом примере первичными продуктами электролиза
являются газы – водород и хлор, вторичными – гидроксид натрия,
образовавшийся у катода.
	4. Электролиз раствора сульфата натрия с нерастворимым анодом.
			+	И
					2–
		Na2SO4 Д↔ 2Na + SО4 :
	Катодный процесс (–)			Анодный процесс (+)
	2H2O + 2ē → H2↑ + 2OH–;			2H2O – 4ē → O2↑ + 4H+;
	+	–			+	2–	→ H2SO4.
	2Na + 2OH → 2NaOH.				4H + 2SО4

В данном случае, как и при электролизе кислородсодержащих кислот и щелочей, образуются по 2 первичных (водород и кислород) и вторичных (щелочь и кислота) продукта.

55

5. Электролиз расплава хлорида натрия.

	NaCl ↔ Na+ + Cl–:
Катодный процесс (–)		Анодный процесс (+)
С		2Cl– – 2ē → Cl20↑.
Na+ + ē → Na0.
В пр ведённом примере первичными продуктами электролиза
и
являются газ – хлор металл – натрий. Вторичных продуктов нет.
6. Электрол з расплава сульфата натрия.
	Na2SO4 ↔ 2Na+ + SО42–:
бА
Катодный процесс (–)		Анодный процесс (+)
Na+ + ē → Na0.		2SО42–– 4ē → O2↑ + 2SО3.

В данном случае о разуются 3 первичных продукта [натрий, кислород и оксид серы (VI)], вторичных продуктов нет.

7. Примером применения электролиза раствора с растворимым анодом служит рафинирование металлов, т.е. очистка их от примесей. При рафинировании меди с примесями Zn, Sn, Ag электролитом служит раствор соли меди, анодом – медь, загрязненная примесями, катодом – графит или пластинка из чистой меди. Прилагаемое из внешнего источника напряжение не превышает стандартный электродный

потенциал меди ( 0,4 В).		И
2+	–
CuCl2 ↔ДCu + 2Cl :
Катодный процесс (–)	Анодный процесс (+)
Cu2+ + 2ē → Cu0.		Zn0	– 2ē → Zn2+;
		Sn0	– 2ē → Sn2+;
		Cu0	– 2ē → Cu2+.

56

Медь растворяется и окисляется на аноде и восстанавливается и осаждается на катоде. Для растворения серебра величина используемого напряжения недостаточна, поэтому оно в нейтральном состоянии остается на дне электролизера в виде рыхлого осадка (в шламе).

Методом электролиза производится покрытие одного металла другим (гальваностегия) и наносятся металлические покрытия на неметаллические полупроводниковые подложки (гальванопластика).

Кол чество веществ, образующихся при электролизе на электродах,

можно	рассч тать,	пользуясь	двумя	законами	электролиза,
установленными Фарадеем в 1833 г.:
1)	кол чество	вещества,	испытавшего электрохимические
С
превращен я на электроде, прямо пропорционально количеству
прошедшего электр чества;
2)	массы прореаг ровавших на электродах веществ при постоянном
эквивалентов
	бА

количестве электр чества относятся друг к другу как молярные массы их

.

Для расчета массы вещества m, выделившейся на электроде,

используют математ ческое выражение обобщенного закона Фарадея

=	Э ∙ ∙	=	∙ ∙ = К∙ ∙ ,
где mЭ – молярная масса эквивалента∙				(эквивалентная масса вещества);
F– постоянная Фарадея, равная		96 500 Кл/моль; I – сила тока, А; t – время
проведения электролиза,	с; М –		молярная масса вещества, г/моль;

Для расчета объема газа V, выделившегосяДна электроде, используют видоизмененное уравнение закона Фарадея

n – число отданных или принятых электронов; К – электрохимический

эквивалент вещества. И

V = VЭ ∙ ∙ ,

где VЭ – молярный объем эквивалента газа.

Практический расход тока при электролизе вследствие протекания побочных процессов (взаимодействие полученных веществ с электродом или электролитом) меньше его количества, рассчитанного согласно закону Фарадея. Следовательно, практическая масса полученных веществ отличается от теоретически рассчитанной. Отношение массы практически

57

полученного вещества к теоретически рассчитанной массе, выраженное в процентах, называется выходом вещества по току η.

тт((теоретпракт)) 100%.

Примеры решения типовых задач

Пр мер 1. Сколько граммов меди выделится на катоде при

электрол зе раствора CuSO4			в течение 1 ч при силе тока 4 А?
СРешен е. Молярная масса эквивалента меди в CuSO4 равна
63,54/2 = 31,77 г/моль, время электролиза t=6060=3600 с.Тогда
и31,77∙4∙3600
=					= 4,74г.
Пр мер 2. Сколько	времени надо проводить электролиз при силе
			96 500

тока 8 А, чтобы из раствора AgNO3			выделить 5,3935 г серебра?
Решение. Известно, что эквивалентная масса серебра mЭ(Ag) равна
107,87 г/моль, поэтому из закона Фарадея следует, что
бА5,3935∙96 500					.
=			= 603 с = 10 мин3 с
Пример 3. Вычислить107,87∙8 эквивалент металла, зная, что при
электролизе раствора хлорида этого металла затрачено 3880 Кл
электричества и на катоде выделяется 11,742 г металла.
Решение. Известно, что количествоДзатраченного электричества
Q = I·t = 3880 Кл. Тогда из закона Фарадея следует, что
		11,742∙96 500		И
Э =		3880		= 29,35г/моль.

Пример 4. На сколько граммов уменьшится масса серебряного анода, если электролиз раствора AgNO3 проводить при силе тока 2 А в течение 33 мин 20 с?

58

Решение. Известно, что эквивалентная масса серебра mЭ(Ag) равна 107,87 г/моль, 33 мин 20 с составляет 33 60 + 20 = 2000 с. Тогда из закона Фарадея следует, что

С		=	107,87∙2∙2000			= 4,47г.
				96 500
Пр мер 5.	Чему равна					при электролизе раствора в
				сила тока

течение 1 ч 40 м н 25 с, если на катоде выделилось 1,4 дм3 водорода,

эквивалента
измеренного при нормальных условиях?
Решен е. Из закона Фарадея следует, что
		V ∙
	=	VЭ ∙	.
объем= 1,4∙96 500 = 2 ,
Молярный		водорода при нормальных условиях
равен 22,4/2 = 11,2 дм3.
где 6025 с составляет 1 ч 40	11,2∙6025
Амин 25 с.

=5,6 дм3. Следовательно, 11,2 дмД3 занимают 2 эквивалента кислорода. Столько же, т.е. 2 эквивалента, КОН образовалосьИу катода или 56,11·2 =

=112,22 г (56,11 г – тЭ(КОН)).

Цель работы: изучить влияние активности металлов на процесс электролиза водных растворов солей.

Порядок выполнения работы. Клеммы «+», «-» выпрямителя соедините соответственно с клеммами стенда с надписью «Вход»

59

длинными проводами. Короткими проводами соедините клеммы с надписью «Выход» с электродами, закрепленными в крышке. В химический стакан налейте соответствующий электролит, закройте крышкой с электродами. Для измерения силы тока по амперметру переведите рычаг на стенде в максимальное положение. Угольные

Сэлектроды, бывшие в употреблении, тщательно зачистите наждачной бумагой.

Опыт 1. Электролиз водного раствора сульфата натрия с

соединенныеинертным анодом.

Опуст те в стакан с раствором сульфата натрия угольные электроды, с клеммами стенда. Что наблюдается на аноде и катоде? В катодное пространство капните несколько капель фенолфталеина. Как

изменилась окраскабАраствора? Наличие какой среды подтверждает окраска

фенолфтале на? В анодное пространство капните несколько капель лакмуса. Как змен лась окраска раствора? Наличие какой среды подтверждает окраска лакмуса? Напишите уравнение реакций катодного и анодного процессов, протекающих при электролизе водного раствора сульфата натрия. Какой газ выделяется на катоде, аноде?

Опыт 2. Электролиз водного раствора сульфата цинка с

инертным анодом.

Опустите в стакан с раствором сульфата цинка угольные электроды, соединенные с клеммами стенда. Что наблюдается на аноде и катоде? В анодное пространство капните несколько капель лакмуса. В какой цвет окрашивается раствор в анодном пространстве? почему? Какой газ

выделяется на аноде и катоде?

И

Опыт 3. Электролиз раствораДсульфата меди с активным

анодом.

В стакан с водным раствором сульфата меди опустите угольный и медный электроды, соединенные с клеммами стенда. Какие процессы осуществляются на катоде и аноде? Напишите уравнения реакций. Выньте электроды и поменяйте их местами: медный электрод сделайте катодом, а угольный с имеющимся налетом меди – анодом. Какие процессы осуществляются на аноде и катоде? Напишите уравнения реакций. Какой газ выделяется на графитовом аноде после исчезновения медного налета?

60