1. На аноде интенсивное выделение газа, на катоде образование бурого окрашивания. Почувтсвовали характерный запах йода. После добавления крахмала раствор окрасился в синий цвет, что еще раз доказало присутствие йода.
2. На аноде образование свинца плоскими лепестками, на катоде выделение газа.
3. На обоих электродах выделение газа, на катоде процесс газообразования идет интенсивнее. Это связано с тем, что на катоде выделяется водород, количество которого 2 моль, а на аноде кислород с количеством 1 моль.
4. На обоих электродах выделение газа, почувствовали характерный запах хлора. На катоде образовался белый налет металлического цвета.
Объяснения:
Продукты электролиза зависят от электродного потенциала окислительно-восстановительных реакций, протекающих при электролизе.
На катоде восстанавливаются, в первую очередь те элементы, потенциал которых наибольший.
По восстановительной активности все металлы можно разделить на три группы.
1 группа. (Cu, Ag, Au) – малоактивные металлы (φ>0).
Т.к. катионы этих металлов обладают более высокой окислительной спосбностью, чем ионы водорода Н+, на катоде при электролизе водных растворов соответсвующих солей осаждаются только эти металлы.
2 группа. (Mn, Zn, Fe, Sn) – металлы восстановление которых на катоде сопровождается выделением водорода. (-1< φ <0).
3 группа. (Ca, Na, Mg, Al) – металлы которые не могут быть восстановлены на катоде электролизом водных растворов их солей (φ<-1). При этом на катоде выделяется водород.
На аноде окисляются, в первую очередь те элементы, потенциал которых наименьший.
Ионы S2-, J-, Br-, Cl- окисляются в указанной последовательности в первую очередь, а затем кислород из воды.
Анион F-и анионы кислородсодержащих кислот в котрых центральный атом имеет высшую степень окисления: ((S042-), (NO3-), (CO3-), (PO43-), (MnO4-), (ClO4-)) не окисляются. Вместо них на аноде окисляется растворитель – вода.
Заключение
Анализ научной и научно-популярной литературы свидетельствует о том, что процессы электролиза растворов и расплавов интересуют ученых и технологов в настоящее время, то есть данная тема не потеряла своей актуальности и практической значимости.
Электролиз широко используют в промышленности для выделения и очистки металлов, получения щелочей, хлора, водорода.
Аллюминий, магний, натрий, кадмий, кальций, берилий, титан получают только электролизом расплавов, т.к. потенциалы их выделения из водных ратворов более отрицательны, чем потенциал выделения водорода.
Очистку меди, никеля, свинца проводят целиком электрохимическим методом. Производство фтора основано на электролизе расплавленной смеси фторида калия и фтороводородной кислоты, хлора – при электролизе водных ратворов или расплавов хлоридов. Водород и кислород высокой степени чистоты получают электролизом водных растворов щелочей. Таким образом, с помощью электролиза удается осуществлять реакции окисления и восстановления с большим выходом и высокой селективностью, которые в обычных химических процессах трудно достижимы.
Важной отраслью применения электролиза является защита металлов от коррозии: при этом электрохимическим методом на поверхность металлических изделий наносится тонкий слой другого металла (хрома, серебра, меди, никеля, золота) устойчивого к корозии.
Отличительной особенностью электролиза растворов или расплавов электролитов является возможность протекания на электродах совокупности конкурирующих химических реакций окисления и восстановления. Оказывает влияние на продукты электролиза и материал электродов.
При электролизе водных растворов электролитов окислительно-восстановительные процессы на катоде и аноде зависят от окислительной способности катионов и характера аниона электролита.
Процессы востановления и окисления на катоде и аноде определяются значениями электродных потенциалов частиц, принимающих участие в электролитических процессах. На катоде в первую очередь разряжаются те частицы, потенциал которых наиболее положителен, тогда как на аноде – частицы – потенциал котрых наиболее электроотрицателен. Кроме того, при протекании электролиза необходимо учитывать фактор электродного перенапряжения – поляризацию электрода, определяемую замедленным протеканием определенной стадии суммарного электродного процесса. В зависимости от природы замедленной стадии можно говорить о различных видах перенапряжения (концентрационное, реакционное, диффцзное).
В экспериментальной части своей работы нами были проведены процессы электролиза растворов ряда солей. Полученные продукты подтверждают основные теоретические положения процессов электролиза водных растворов электролитов и доказан факт влияния электродных потенциалов частиц, принимающих в нем участие, на состав конечных продуктов.
На основании проделанной работы можно сделать следующие выводы:
- Исследование процессов электролиза растворов и расплавов электролитов не потеряло своей актуальности и в настоящее время, т.к. не только обогащает теоретические положения об этом достаточно сложно физико-химическом явлении, но и позволяет определить перспективные направления практического использования этого процесса с целью получения целевых продуктов с заданными свойствами и качествами.
- Качественный состав конечных продуктов электролитических процессов определяется не только величиной электродного потенциала ионов, но и видом перенапряжения, возникающего при этом.
Стандартные электродные потенциалы некоторых окислительно-восстановительных систем
| № | Окисленная форма | Восстановленная форма | Уравнение реакции | В |
| 1. | Li+ | Li | Li+ + 1ē↔Li | -3,05 |
| 2. | K+ | K | K+ + 1ē↔K | -2,92 |
| 3. | Ba2+ | Ba | Ba2+ + 2ē ↔Ba | -2,90 |
| 4. | Ca2+ | Ca | Ca2+ + 2ē ↔Ca | -2,87 |
| 5. | Na+ | Na | Na+ + 1ē↔Na | -2,71 |
| 6. | Mg2+ | Mg | Mg2+ + 2ē↔Mg | -2,36 |
| 7. | Al3+ | Al | Al3+ + 3ē↔Al | -1,66 |
| 8. | Mn2+ | Mn | Mn2+ + 2ē↔Mn | -1,05 |
| 9. | SO32- | S | SO32- + 4ē + 3H2O ↔ S + 6OH- | -0,90 |
| 10. | SO42- | SO32- | SO42- + 2ē + H2O ↔ SO32- + 2OH- | -0,90 |
| 11. | NO3- | NO2 | NO3- + ē + H2O ↔ NO2 + 2OH- | -0,85 |
| 12. | H2O | H2 | H2O + 2ē↔ H2 + 2OH- | -0,83 |
| 13. | Zn2+ | Zn | Zn2+ + 2ē ↔Zn | -0,76 |
| 14. | Cr3+ | Cr | Cr3+ + 3ē↔Cr | -0,74 |
| 15. | Fe2+ | Fe | Fe2+ + 2ē↔Fe | -0,44 |
| 16. | Ni2+ | Ni | Ni2+ + 2ē↔Ni | -0,25 |
| 17. | Sn2+ | Sn | Sn2+ + 2ē↔Sn | -0,14 |
| 18. | Pb2+ | Pb | Pb2+ + 2ē↔Pb | -0,13 |
| 19. | 2H+ | H2 | 2H+ + 2ē↔H2 | 0,00 |
| 20. | Cu2+ | Cu | Cu2+ + 2ē↔Cu | 0,34 |
| 21. | Ag+ | Ag | Ag+ + 1ē↔Ag | 0,80 |
| 22. | NO3- | NO2 | NO3- + ē + 2H+↔ NO2 + H2O | 0,81 |
| 23. | Br2 | 2Br- | Br2 + 2ē↔2Br- | 1,07 |
| 24. | O2 | H2O | O2 + 4ē + 4H+↔2H2O | 1,23 |
| 25. | Cl2 | 2Cl- | Cl2 + 2ē↔2Cl- | 1,36 |
| 26. | Au3+ | Au | Au3+ + 3ē↔Au | 1,50 |
| 27. | F2 | 2F- | F2 + 2ē↔2F- | 2,87 |
Литература:
1. Н.Л. Глинка/ Общая химия. г. Москва, 1985г. 250-253; 257-261с.
2. Н.В.Коровина. / Курс общей химии. Высш. шк., 1991. 378-380 с.
3. К.А.Третьяков / Методические указания к лабораторным работам по химии. Свердл. инж.-пед.ин-т. Екатеринбург, 1995. 65-80с.
4. Боль А.К /. Методические указания для самостоятельной работы студентов по химии. Раздел «Основы электрохимии»; Свердл. инж.-пед.ин-т. Екатеринбург, 1995. 5-23с.
5. Т.Браун, Г.Ю.Лемей / Химия в центре наук --2, Мир, 1997. г.Москва. 432-440с.
6. И.П. Мухленов, А.Я. Авербух и др./ Важнейшие химические производства., «Высшая школа», г. Москва. 1990г. 217-225с.
Оглавление:
Введение
1.Теоритическое обоснование процессов электролиза 4
1.1.Законы Фарадея 9
1.2. Факторы от которых зависит электролиз 10
1.3.Электродный потенциал 13
1.4.Диафрагма 15
2.Количественное описание процессов электролиза 16
3.Применение в промышленность 17
3.1.Производство хлора и едкого натра 19
4.Экспериментальная часть 22
Заключение
Список литературы
Приложение