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.