Лабораторная работа по дисциплине «Общая и неорганическая химия» для ВлГУ, пример оформления

Лабораторная работа “Электролиз растворов и расплавов электролитов.” Процессы электролиза. Законы Фарадея Электролизом называют окислительно-восстановительные процессы, протекающие на электродах при пропускании постоянного электрического тока через раствор или расплав электролита. Электролиз осуществляют с помощью источников постоянного тока в устройствах, называемых электролизерами. Электрод, соединённый с отрицательным полюсом источника тока, называют катодом, а электрод, подключённый к положительному полюсу, – анодом. На аноде протекают реакции окисления, на катоде – восстановления. Процессы электролиза могут проходить с растворимым или нерастворимым анодом. Металл, из которого сделан анод, непосредственно участвует в реакции окисления, т. е. отдаёт электроны и в виде ионов переходит в раствор или расплав электролита. Типичным случаем электролиза с растворимым анодом является электролиз водного раствора соли, содержащей ион металла, из которого изготовлен анод. Например, электролиз раствора NiCl2 с никелевым анодом: NiCl2 = Ni 2+ + 2Cl– , реакция на катоде: Ni2+ + 2e – = Ni, реакция на аноде: Ni – 2e – = Ni2+ . Нерастворимые аноды сами не принимают непосредственного участия в окислительном процессе, а являются только переносчиками электронов. В качестве нерастворимых анодов могут быть использованы графит, инертные металлы, такие как платина, иридий и др. На нерастворимых анодах идёт реакция окисления какого-либо восстановителя, находящегося в растворе. Отрицательные ионы окисляются на аноде в определённой последовательности. По активности к окислению анионы могут быть расположены в ряд: S2– , J– , Br– , Cl– , OH– , (H2O), 2- SO3 , — NO2 , 2- SO4 , NO . 3 — При характеристике катодных реакций следует иметь в виду, что последовательность восстановления ионов металлов зависит от положения металла в ряду напряжений и от концентрации их в растворе. Если в растворе одновременно находятся ионы двух или нескольких металлов, то в первую очередь восстанавливаются ионы того металла, который имеет более положительный потенциал. Если потенциалы 61 двух металлов близки, то наблюдается совместное выделение двух металлов, т.е. образуется сплав. В водных растворах на катоде совместно с такими металлами, как цинк, хром, марганец и другими может восстанавливаться также водород. В растворах, содержащих ионы щелочных и щелочноземельных металлов (стандартный потенциал которых отрицательнее, чем – 1,5 В), на катоде при электролизе выделяется только водород. Примеры электролиза с нерастворимым анодом.

1. Электролиз раствора хлорида калия

  KCl = K + + Cl– . Под действием электрического поля ионы калия будут двигаться к катоду, но восстанавливаться не будут, так как потенциал калия очень отрицателен (j = – 2,9 В). В этом случае на катоде будет восстанавливаться водород из воды. На аноде будут окисляться ионы хлора: на катоде: 2H2O + 2e – = H2 + 2OH– , на аноде: 2Cl – – 2e – = Cl2.

2. Электролиз раствора серной кислоты

H2SO4 = 2H+ + 2- SO4 . Из положительных ионов в растворе содержатся только ионы водорода. Они и будут восстанавливаться на катоде. Ионы 2- SO4 окисляться на аноде не будут, так как сера в кислотном остатке находится в высшей степени окисления. В водном растворе в этом случае на аноде идёт окисление воды: на катоде: 4H+ + 4e – = 2H2, на аноде: 2H2O – 4e – = O2 + 4H+ . Суммарная реакция электролиза: 2H2O = 2H2 + O2. Таким образом, при электролизе раствора серной кислоты на электродах идёт разложение воды. Количество окисленного или восстановленного на электродах вещества может быть рассчитано согласно закону Фарадея: m=Mэ/F*I* t где m – масса вещества, г; MЭ – эквивалентная масса, г/моль экв; I – сила тока, А; τ – время, с; F – число Фарадея, F = 96480 Кл/моль. Если при электролизе на электродах выделяются вещества в газообразном состоянии, то объём можно подсчитать по формуле V=Vэ/F*I* t где V – объём газа, л; VЭ – эквивалентный объём газа, л/моль экв. Экспериментальная часть. Опыт 1. Закрепить электролизер, которым служит U-образная стеклянная трубка, на штативе. Налить в нее на 2/3 объема раствора хлорида натрия. Вставить в оба отверстия трубки электроды и включить постоянный ток напряжением 4 – 6 В. Электролиз вести 3 – 5 мин. После этого добавить в раствор к катоду несколько капель фенолфталеина, а в раствор к аноду несколько капель раствора иодида калия. Наблюдать окрашивание раствора у катода и у анода. Какие процессы проходят на катоде и на аноде? Написать уравнения реакций, происходящих на катоде и на аноде. Как изменился характер среды в растворе у катода. На катоде, к которому капнули фенолфталеин, раствор приобрел малиновый окрас. На аноде восстановился Cl2. После добавления крахмала раствор стал фиолетовым. Уравнение реакции: NaCl ↔ Na+ + Cl- катод: 2H2O + 2e → H2 + 2OH- анод: 2Cl- — 2e → Cl2 2H2O + Cl- → H2 + Cl2 + 2OH- 2 NaCl + 2H2O → H2 + 2NaOH + Cl2 Опыт 2. В электролизер налить раствор сульфата натрия. В раствор к катоду и аноду прилить несколько капель нейтрального лакмуса. Включить ток и через 3 – 5 мин наблюдать изменение окраски электролита в прикатодном и прианодном пространстве. Написать уравнения реакций, происходящих на катоде и на аноде. Как изменился характер среды в прикатодном и прианодном пространстве раствора? раствор в прикатодном пространстве стал красным, в прианодном – синим. Уравнение реакции: Na2SO4 ↔ 2Na+ + SO42- катод: 2H2O + 2e → H2 + 2OH- анод: 2H2O — 4e → O2 + 4H+ 4OH- — 4H+ → 4H2O 2H2O → 2H2 + O2 Опыт 3. Электролиз раствора сульфата меди (II) В электролизер налить раствор сульфата меди (II). Пропустить ток в течение 5 – 10 мин до появления заметного слоя розовой меди на катоде. Составить уравнение электродных реакций. на катоде выпадает осадок розоватого цвета – медь. Уравнение реакции: CuSO4 ↔ Cu2+ + SO4- катод: Cu2+ + 2e → Cu анод: 2H2O – 4e → O2 + 4H+ 2Cu2+ + 2H2O → 2Cu + O2 + 4H+ 2CuSO4 + 2H2O → 2Cu + O2 + 2H2SO4 Опыт 4. Электролиз раствора сульфата меди (II) с использованием растворимого анода Использовать электролизер с раствором и электродами после третьего опыта. Переключить полюса электродов на клеммах источника тока. После этого электрод, который был катодом, теперь будет являться анодом, а электрод, бывший анодом, будет катодом. Таким образом, электрод, покрытый в предыдущем опыте медью, будет выполнять в данном опыте роль растворимого анода. Электролиз проводить до полного растворения меди на аноде. Что происходит на катоде? Написать уравнения реакций. с анода (бывший катод) в раствор переходит медь и ее ионы оседают на катоде (бывший анод). Уравнение реакции: CuSO4 ↔ Cu2+ + SO4- катод: Cu2+ + 2e → Cu анод: Cu2+ — 2e → Cu