Закони електролізу
Сторінки роботи
Фрагмент роботи тексту
Лабораторна робота 6
Мета роботи:вивчити закони електролізу, визначити електрохімічний еквівалент речовини та заряд іону міді.
Завдання 1. Визначити електрохімічний еквівалент речовини. Обчислити заряд іона.
Прилади та приладдя:джерело постійного струму, електролітична ванна з вугільним і мідним електродами, амперметр, реостат і ключ.
Багато рідин дуже погано проводять електричний струм, наприклад, дистильована вода, гас, гліцерин і т. д. Навпаки, водні розчини солей, кислот і лугів добре проводять електричний струм. Проходження струму через ці рідини викликає виділення їх складових частин на електродах. Це явище отримало назву електролізу, а самі рідини були названі електролітами.
Проходження струму через електроліти нерозривно пов'язане із перенесенням речовини. Звідси випливає, що у електролітах на відміну металевих провідників, носіями струму є вільні електрони, а іони – заряджені частинки речовини. Іони являють собою атоми або групи атомів, що мають надмірну або недостатню кількість електронів у порівнянні з нейтральними атомами або молекулами. Процес розщеплення нейтральних молекул рідини на заряджені іони називається електролітичною дисоціацією.
У цій роботі в ємність налитий водний розчин мідного купоросу CuSО4. У неї опущено два електроди: В – вугільний та D – мідний (рис. 1).
Мал. 1.Схема установки вивчення електролізу
До електродів приєднані через реостат амперметр А та ключ К, атакож джерело постійного струму. Вугільний електрод з'єднаний з негативним полюсом батареї. Між електродами у розчині утворюється електричне поле. Під впливом цього поля іони, куди дисоціювали у розчині молекули мідного купоросу, почнуть рухатися. Через війну через розчин піде струм.
Пропускаючи струм через розчин мідного купоросу, легко помітити, як на темній поверхні вугільного катода осідає червоний шар міді. Це переконує нас, що мідь була присутня у розчині у вигляді позитивних іонів. Решта дисоційованої молекули CuSO4, тобто група SO4 повинна утворити негативні іони. Таким чином, молекули мідного купоросу дисоціюють при розчиненні у воді на позитивні іони міді Cu та негативні іони SO4, що запишеться наступним чином
Подвійні значки «+ +» і «– –» означають, що іони є двозарядними, тобто виникають відповідно внаслідок втрати двох електронів та захоплення двох зайвих електронів. У нашому прикладі негативно заряджені іони, нейтралізувавшись у мідного анода, вступають з ним у хімічну реакцію і утворюють знову молекули мідного купоросу
.
В результаті кількість мідного купоросу в розчині залишається незмінною, на катоді ж виділяється мідь.
Закони електролізу були експериментально встановлені Фарадеєм у 1834 році.
Перший закон Фарадея: маса m речовини, що виділилася на електроді, прямо пропорційна електричному заряду q, що пройшов через електроліт
(1)
Коефіцієнт пропорційності k, чисельно рівний масі речовини, що виділився під час проходження через електроліт одиниці електричного заряду, називається електрохімічним еквівалентом речовини.
Якщо через електроліт пропускається постійний струм I протягом t часу, то
,
та рівняння (1) можна записати у вигляді
. (2)
Другий закон Фарадея: електрохімічний еквівалент речовини прямо пропорційний його хімічному еквіваленту
, (3)
де відношення молярної маси М речовини для його валентності Z, тобто називають хімічним еквівалентом, – універсальна постійна всім елементів. Величину F називають числом чи постійною Фарадея.
Поєднуючи обидва закони, можна записати
(4)
З формули (4) випливає, що якщо , т. Е. Якщо при електролізі виділяється один кілограм-еквівалент речовини, то q чисельно дорівнює F. Отже, число Фарадея дорівнює електричному заряду, який необхідно пропустити через електроліт для виділення на електроді одного кілограм-еквівалента речовини.
Як показали досліди,
.
Кількість атомів у кілограм-еквіваленті речовини залежить від валентності елемента n і, очевидно, дорівнює
, де NА - Число Авогадро.
Звідси заряд одного іона дорівнює
.
Найменший заряд іона е відповідає заряду одновалентного іона (n = 1), звідки
. (5)
Так як валентність елемента виражається цілим числом n, то заряд q, що переноситься будь-яким іоном, дорівнює
(6)
Отже, закони Фарадея разом із атомної теорією речовини призводять до ставлення до атомному будову електрики. Кожен атом речовини може втрачати або приєднувати до себе кратний заряд елементарному заряду е. Очевидно, цей елементарний заряд являє собою заряд електрона. Вираз (6) – умова квантування заряду.
Завдання 1. Визначити електрохімічний еквівалент речовини. Обчислити заряд іона міді
1. Виміряйте масу m1 сухого вугільного електрода на терезах з точністю не менше 10 мг.
2. Закріпітьвугільний електрод на кришці склянки за допомогою гвинта.
3. Опустіть електроди в ємність із водним розчином мідного купоросу. Ключ К - розімкнуто.
4. Зберіть ланцюг згідно зі схемою (рис. 1). Увімкніть джерело живлення в мережу та встановіть напругу на виході джерела
6 В. Замкніть ключ К. Встановіть реостат R струм I = 0,5 А. Пропускайте струм через електроліт протягом 15 хв.
5. Вимкніть установку: вимкніть джерело живлення та розімкніть ключ К.
6. Вийміть електроди з ємності.
7. Зніміть вугільний електрод з кришки і висушіть над плиткою (попередньо прополоскавши його в посудині з водою або під краном з холодною водою).
8. Виміряйте масу m2 вугільного електрода вдруге.
9. Знайдіть масу міді, що виділилася m
10. За формулою (2) обчисліть k.
11. Обчислити число Фарадея F та заряд іона міді.