Краткая теория. к выполнению лабораторной работы №1

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

к выполнению лабораторной работы №1

на тему: “Электроосаждение металлов”

по дисциплине: Химия.

Байконур

2006г.

Введение

Цель лабораторного практикума - дать студентам некоторые навыки работы в химической лаборатории, научить их самостоятельно проводить химические опыты, проводить измерения и анализировать их.

При проведении опытов по разделу " Электролиз " необходимо иметь навыки работы с электроприборами. Поэтому надо знать, что при измерении какой-либо величины мы не можем получить её истинного значения, так как всегда существуют погрешности, возникающие из-за несовершенства приборов и методов измерений.

Всегда необходимо указывать, насколько полученные результаты близки к истинному значению. Каково же истинное значение измеряемой величины? Оно всегда неизвестно, поэтому за наиболее близкое к истинному значению принимают среднее значение результатов отдельных измерений:

< Х > = (Х ₁ + Х ₂ + Х ₃ + … + Х_n) /n = å Хi/n,

где n – число измерений;

Х ₁, Х ₂, Х ₃, …, Х _n – результаты отдельных измерений.

Примечание: при взвешивании образцов и снятии измерений электроприборов, необходимо производить не менее трех операций.

Цель работы: Ознакомление с получением медного покрытия и определение выхода по току.

Приборы и принадлежности:

1. Выпрямитель переменного тока ВС - 24.

2. Электролизер – стеклянный сосуд с двумя электродами, соединенными между собой раствором электролита.

3. Амперметр.

4. Медная и железная пластинка

5. Раствор электролита.

6. Реостат.

Краткая теория

Вопросами электролиза занимаются один из разделов курса " Физическая химия", который получил название " Электрохимия "

Электролиз – это совокупность процессов, происходящих при прохождении постоянного электрического тока через электрохимическую систему, состоящую из двух электродов - катода и анода, и расплава или раствора электролита.

В любом растворе имеются положительно и отрицательно заряженные ионы – катионы (+) и анионы (-). Если в такое раствор поместить два электрода, то катионы станут перемещаться к катоду, а анионы к аноду. Например: при электролизе ZnCI₂

К(-): Zn²⁺ -2ē ÞZn° (1.1)

А(+): 2Сl^- - 2ēÞСl° (1.2)

При электролизе химическая реакции происходит за счет тока подводимого извне и за счет этого протекания через электролит. Путем электролиза можно получить ряд чистых металлов (Zn, Сu, Fе и т.д.) Электролит – это один из наиболее эффективных методов защиты от коррозии металлов.

Коррозия – это самопроизвольный процесс разрушения металлов за счет взаимодействия его с окружающей средой.

Основные виды коррозии – электрохимическая и химическая.

Широко применяемый метод борьбы с коррозией – это нанесение гальванических покрытий, который осуществляется электролизом водных раствором солей, с растворим анодом.

Металлические покрытия, в зависимости от механизма защитного действия, разделяют на анодные и катодные. В качестве анодных покрытий используют металлы с более электроотрицательным электродным потенциалом, чем потенциал защищаемого металла, а в катодных с более положительным значением потенциала. Так для Fе анодным покрытием может служить Zn, т.е. будут проходить такие реакции:

A (+): Zn⁰-2ē=Zn²⁺ (1.3)

К(-): 2Н⁺+2ē=Н₂⁰ (1.4)

В кислой среде Fe является катодом и служит лишь переносчиком электронов, на нем происходит выделение водорода. Для того, чтобы определять какое покрытие в среде электролита будет катодным, а какое анодным, необходимо знать ряд напряжений металлов и свойства этого ряда.

Li, К, Ва, Са, Na, Mg, Al, Мn, Zn, Fe, Co, Ni, Sn, Pb, [H], Bi, Cu, Hg, Ag, Au.

Свойства ряда напряжений металлов:

1. Чем левее в ряду напряжений стоит металл, тем он активнее.

2. Каждый металл вытесняет все последующие за ним металлы из растворов их солей (справедливо после Mg).

3. Металлы, которые расположены в ряду напряжений до водорода, вытесняют его из кислот неокислителей.

4. Металлы, которые стоят в ряду напряжений после водорода [ H₂], не растворяются в кислотах -неокислителях, потому что не могут вытеснить водород.

Этот ряд справедлив только для водных растворов. Катодными покрытиями для Fе могут быть Cu, Ni, Sn. В этом случае при нарушении покрытий происходит разрушение основного металла. При определении выхода металла по току руководствуются двумя законами, устанавливающими соотношение между количеством полученных на электродах продуктов и количеством протекшего через электролит электрического тока. Основным законом электролиза является закон Фарадея (1.5), согласно которому количество вещества, претерпевшего превращение на электроде, пропорционально количеству протекшего электричества и эквивалентной массе данного вещества:

M=Q/(F·Э), (1.5)

где M – количество выделившеюся вещества на электроде, г;

Q – количество электричества, протекшего по электроду;

Q= I · t (A · час)

F – число Фарадея; F=96496 (Кул);

Поскольку Q А 1 сек = 1 Кул, a Q А · 1 час= 3600 К, то F=96493/3600=26.8 A·1 час

Тогда формула (1.5) может быть представлена так:

М= I·t·Э/26,8, (1.6)

где Э – эквивалентная масса металла, равная отношению атомарного веса металла к валентности, г.

Э=А/n

Практически металл выделяется на электроде меньше, чем по формуле (1.6), так как на осаждение металла расходуется лишь часть протекшего электричества, остальная его часть расходуется на побочные электрохимические процессы (например выделение Н₂)

Выраженное в процентах отношение весового количества металла, выделившегося на электроде, к его теоретически возможному весовому количеству m, в соответствии с законом Фарадея, называется методным или анодным выходом металла по току h:

h=m_p/m·100% (1.7)

Заменив в уравнении (1.6) m через отношение, выраженное уравнением (1.7) получим:

h=m_p·26.8 /(I·t·Э)·100% (1.8)

Поиск по сайту: