Исследовательский проект "Электрохимическое и химическое восстановление металлов из растворов"

Отдел образования  администрации Балтайского муниципального района

Муниципальное бюджетное образовательное учреждение –  

средняя общеобразовательная школа с. Большие Озерки

ИССЛЕДОВАТЕЛЬСКАЯ РАБОТА

Электрохимическое и химическое восстановление металлов

из растворов

Автор:

Галкина Анастасия Алексеевна

учащаяся 11 класса

МБОУ СОШ с. Большие Озерки

Руководитель:

Усанкина Наталья Алексеевна

учитель химии

МБОУ СОШ с. Б-Озерки

Адрес ОУ:

412632, Саратовская обл.,

Балтайский р-он, с. Большие Озерки,

ул. Пионерская, д.8

с. Большие Озерки, 2018 г.

СОДЕРЖАНИЕ:

ВВЕДЕНИЕ

1.ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ЗНАНИЯ, ПРИОБРЕТЕННЫЕ МНОЙ В РЕЗУЛЬТАТЕ ВЫПОЛНЕНИЯ ИССЛЕДОВАТЕЛЬСКОЙ РАБОТЫ

1.1. Окислительно-восстановительные способности металлов

1.1.1. Термины

1.1.2. Гальванические элементы

1.1.3. Электродный потенциал

1.1.4. Водородный электрод

1.1.5. Электрохимический ряд напряжения металлов. Восстановительная активность металлов

1.2. Электролиз

1.2.1. Определение. Принцип действия

1.2.2. Электролиз расплавов. Уравнения электролиза

1.2.3. Электролиз растворов. Нерастворимые и растворимые электроды

1.2.4. Уравнения электролиза растворов

1.2.5. Электролиз – физико-химический процесс. I и II законы Майкла Фарадея

1.3. Применение электролиза

1.3.1. Получение металлов. Очищение металлов (рафинирование)

1.3.2. Гальваностегия

1.3.3. Гальванопластика

1.3.4. В химической промышленности

1.3.5. Очищение сточных вод

1.3.6. Электрохимическое полирование металлов

2. ПРАКТИЧЕСКИЕ НАВЫКИ, ПРИОБРЕТЕННЫЕ МНОЙ В ХОДЕ ВЫПОЛНЕНИЯ ИССЛЕДОВАТЕЛЬСКОЙ РАБОТЫ

2.1. Электролиз водных растворов солей

2.1.1 Покрытие  стального токопроводящего предмета (монеты)

3

слоем меди электрическим током с погружением в раствор электролита

2.1.2. Нанесение на алюминиевый предмет (ложку) слоя меди электрическим  током без погружения в раствор электролита

2.1.3. Установление природы металлических стержней

2.1.4. Нанесение слоя цинка на стальную пластинку электрическим

током

2.2. Контактное вытеснение меди из раствора при использовании различных восстановителей

ЗАКЛЮЧЕНИЕ

ИСПОЛЬЗУЕМАЯ ЛИТЕРАТУРА

ПРИЛОЖЕНИЯ

ВВЕДЕНИЕ

Исследовательские проекты позволяют более углубленно изучать материалы по выбранной теме.

В школьном курсе химии разделу электрохимии уделяется мало времени, а ведь электролиз широко применяется в промышленности. Методами химического и электрохимического восстановления осаждают защитные, декоративные, жаростойкие, коррозийно-устойчивые, износостойкие, токопроводящие покрытия, получают готовые изделия нужной формы (процесс гальванопластики), извлекают металлы из растворов, регенерируя таким образом металлы, получают порошки для последующего формирования из них металлоизделий или восстановления изношенных деталей. Данная работа будет использована на уроках химии в качестве дидактического материала при изучении раздела: Электролиз.

Объектом изучения моей работы является электролиз,  предметом – процессы окисления-восстановления.

Цель работы: получение покрытия из других металлов на токопроводящих предметах электрическим током и контактным вытеснением металлов из растворов их солей более активными металлами.

Задачи:  

1) изучение условий проведения электролиза и их  влияния на процесс;

определение природы растворимых электродов;

демонстрация тесной межпредметной связи между химией и физикой;

2) сопоставление окислительно-восстановительной активности металлов в водных растворах и расположение их в ряд активности;

3) ознакомление с применением химических процессов восстановления металлов.

Методы, используемые при выполнении проекта:

изучение литературы по данной теме;

практическое применении различных способов получения покрытий

5

металлами на поверхности токопроводящих предметов;

наблюдение за результатами химических процессов на каждом этапе, фотографирование с последующим описанием;

объяснение и обобщение результатов проведенных опытов.

1.ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ЗНАНИЯ, ПРИОБРЕТЕННЫЕ МНОЙ В РЕЗУЛЬТАТЕ ВЫПОЛНЕНИЯ ИССЛЕДОВАТЕЛЬСКОЙ РАБОТЫ

1.1. Окислительно-восстановительные способности металлов

1.1.1. Термины

Электролит – раствор, содержащий ионы

Электроды – металлические пластины, погруженные в раствор электролита:

Катод – отрицательный электрод

Анод – положительный электрод

Окисление – отдача электронов

Восстановление – принятие электронов

Постоянный ток – это направленный поток электронов, исходящий от любого источника тока.

1.1.2. Гальванические элементы

Простейший гальванический элемент подразумевает наличие двух пластин из разных металлов, помещенных в раствор сильного электролита и соединенных проводником внешней цепи. По проводнику электроны перемещаются от более активного металла к менее активному. Пластина из более активного металла начинает растворяться. На менее активном металле появляются пузырьки газа. В процессе работы данного гальванического элемента на аноде осуществляется процесс окисления, связанный с отдачей электронов. На катоде – восстановление, сопровождающееся принятием отрицательных частиц. Электроды помещены в растворы солей своих металлов, причем растворы разделены пористым материалом, который не препятствует сообщению растворов, но не позволяет им смешиваться. Происходит передача электронов по внешней цепи к окислителю от восстановителя и превращение химической энергии в электрическую.  

Приложение 1.

Гальванические элементы — это источники электрической энергии,

7

вырабатывающие электрический ток методом химического взаимодействия двух металлов в электролите.

В гальванических элементах анодом является отрицательный электрод, катодом – положительный электрод. Пример гальванического элемента – батарейка. В гальваническом элементе электрохимическая реакция происходит самопроизвольно.

1.1.3. Электродный потенциал

При погружении электрода в раствор соли данного металла может происходить один из двух процессов:

1. Металл является активным восстановителем. Под действием диполей воды, содержащихся в растворе, некоторая часть атомов металла оставляет свои электроны на электроде и в виде гидратированных ионов переходит в раствор:

Ме0 + mH2O → Men+ • mH2O + nē

Без учета гидратации:

Ме0 → Меn+ + nē

В результате этого процесса окисления металлическая пластинка заряжается отрицательно, катионы металла притягиваются к ней, и поэтому прилегающий к пластинке слой раствора заряжается положительно.

Таким образом, на границе металл-раствор возникает двойной электронный слой.

Приложение 2. рис. а)

2. Металл является слабым восстановителем. Его ионы, содержащиеся в растворе соли, являются сильными окислителями. Некоторая часть этих ионов подходит к поверхности металлической пластины и восстанавливается за счет имеющихся в ней свободных электронов:

Мen+ + nē → Me0.

В результате осаждения катионов пластина металла заряжается

8

положительно и притягивает к себе отрицательно заряженные анионы.

Поэтому прилегающий к пластине слой раствора заряжается отрицательно.

И в этом случае возникает двойной электрический слой.

Приложение 2. рис. б)

Разность потенциалов, возникающая в двойном электрическом слое на границе металл-раствор выраженная в вольтах (В), называется электродным потенциалом и зависит от природы металла, температуры раствора, концентрации ионов металла в растворе.

Практически электродные потенциалы определяют при помощи гальванических элементов – устройств из двух электродов, помещенных в раствор электролита.

1.1.4. Водородный электрод

Для сравнения окислительно-восстановительной способности различных электрохимических систем было введено представление о стандартном (нормальном) электродном потенциале, как эталоне сравнения, потенциал которого условно принят за нуль.  Таким эталоном стал нормальный водородный электрод (при давлении газа водорода, равного 1,01 х 10 5 Па, и концентрации ионов 1 г-ион /л. При создании водородного электрода пластинку помещают в 1 л H2SO4).

Разность потенциалов между металлом, погруженным в раствор своей соли с концентрацией ионов металла 1 моль/л, и стандартным водородным электродом при стандартных условиях называют стандартным электродным потенциалом металла (Е0). Он будет положительным полюсом в паре с активным металлом и отрицательным, если с ним сопоставляют электрод из неактивного металла.

Электродным потенциалом называют электродвижущую силу (ЭДС) электрохимической цепи из стандартного водородного и испытуемого

электрода окислительно-восстановительной реакции. ЭДС «заставляет»

9

заряды постоянно двигаться по проводнику и элементам цепи в

определенном направлении.

При помощи стандартных электродных потенциалов можно легко составлять уравнения различных химических реакций, определять направление этих реакций. В электрохимической цепи их двух электродов на одном из них будет идти окисление, на другом – восстановление.

1.1.5. Электрохимический ряд напряжения. Восстановительная активность металлов

Электрохимический ряд напряжений  - это ряд из элементов-металлов, расположенных в порядке возрастания стандартных окислительно-восстановительных потенциалов.

Приложение 3.

Значение электродного потенциала количественно характеризуют восстановительную активность металлов. В представленной таблице восстановительная активность металлов сверху вниз уменьшается, и наоборот, окислительная способность катионов металлов сверху вниз увеличивается.

Приложение 4.

Заключения на основании ряда активности:

1.Каждый металл вытесняет из солей другие металлы, имеющие большие значения стандартных электродных потенциалов, т.е. являются менее активными восстановителями.

2. Металлы, имеющие стандартные потенциалы меньше нуля, (т.е. потенциала водородного электрода), способны вытеснять водород из кислот.

3. Металлы, имеющие очень низкие значения стандартного электродного потенциала, т.е. являющиеся сильными восстановителями (от лития до натрия) в любых водных растворах взаимодействуют прежде всего с

водой.

10

Положение элементов в электрохимическом ряду напряжений

отличается от их последовательности в периодической системе. Это объясняется тем, что при измерении электродных потенциалов учитывается не только энергия отрыва электронов от отдельных изолированных атомов, но и энергия, которая тратится на разрушение кристаллической решетки, а также энергия, которая выделяется при гидратации ионов.

1.2. Электролиз

1.2.1. Определение. Принцип действия

Электролиз (от электро... и греч. lysis - разложение, растворение, распад) - совокупность процессов электрохимического окисления-восстановления на погруженных в электролит электродах при прохождении через него электрического тока.

Электролиз осуществляется в специальных аппаратах - электролизёрах.

Электролиз происходит за счёт подводимой энергии постоянного тока и энергии, выделяющейся при химических превращениях на электродах. Особенность электролиза - пространственное разделение процессов окисления и восстановления.

На катоде в результате электролиза происходит восстановление ионов или молекул электролита с образованием новых продуктов. Катионы принимают электроны и превращаются в ионы более низкой степени окисления или в атомы, например при:

восстановлении ионов железа: F3+ + ē = Fe2+,

электроосаждении меди: Cu2+ + 2ē = Cu0.

Нейтральные молекулы могут участвовать в превращениях на катоде непосредственно или реагировать с промежуточными продуктами катодного процесса.

На аноде в результате электролиза происходит окисление ионов или

11

молекул, находящихся в электролите или принадлежащих материалу

анода (анод растворяется или окисляется), например:

выделение кислорода: 4OH - + 4ē = 2H2O + O20 

и хлора: 2C1- - 2ē = Cl20,

растворение меди: Cu0 = Cu2+ + 2ē,

оксидирование алюминия: 2Al0 + 3H2O = Al2O3 +6Н+ + 6ē.

Электрохимическая реакция получения того или иного вещества (в атомарном, молекулярном или ионном состоянии) связана с переносом от электрода в электролит (или обратно) одного или нескольких зарядов в соответствии с уравнением химической реакции. В последнем случае такой процесс осуществляется постадийно, с образованием промежуточных ионов или радикальных частиц на электроде, часто остающихся на нём в адсорбированном состоянии.

Сущность электролиза состоит в том, что за счет электрической энергии осуществляется химическая реакция, которая не может протекать самопроизвольно.

1.2.2. Электролиз расплавов. Уравнения электролиза

Рассмотрим процесс электролиза расплава NaCl.

В расплаве хлорид натрия диссоциирует на ионы:

NaCl →t Na+ + Cl-.

Под действием электрического поля катионы Na+ движутся к катоду и принимают от него электроны:

К: Na+ + ē = Na0  -  процесс восстановления

Анионы Cl- движутся к аноду и отдают электроны:

А: 2Cl- - 2ē = Cl20  процесс окисления

Суммарное уравнение электролиза:

Na+ + ē = Na0                                  2

12

2Cl- - 2ē = Cl20                                1

2Na+ + 2Cl- = 2Na0 + Cl2↑

или  2NaCl = 2Na + Cl2↑.

На катоде выделяется металлический натрий, на аноде – газообразный

хлор. Электролизом расплава получают щелочные и щелочноземельные металлы и галогены.

Электролиз расплава гидроксида натрия.

NaOH → Na+ + OH-

К: Na+ + ē = Na0                                   4

А: 4OH- – 4ē =  O20↑ + 2H2O↑             1

4 Na+ + 4OH- = 4Na0 + O20↑ + 2H2O↑

или

4NaOH = 4Na + O2↑ + 2H2O↑

1.2.3. Электролиз растворов. Нерастворимые и растворимые электроды.

Электролиз расплавов и электролиз растворов отличаются друг от друга. В растворе соли кроме ионов металла и кислотного остатка присутствуют молекулы воды и ионы H+, OH- - продукты распада H2O. Поэтому при рассмотрении реакций на электродах необходимо учитывать возможность участия молекул воды в электролизе.

Для определения результатов электролиза водных растворов учитываются следующие правила:

Процесс на катоде не зависит от материала катода, а зависит от положения металла в электрохимическом ряду напряжений.

1. Если катион электролита находится на отрезке [Li; Al] ряда напряжения, то на катоде осуществляется процесс восстановления воды (выделяется H2↑):

13

2H2O + 2ē = H2 + 2OH-

Катионы металла не восстанавливаются, остаются в растворе.

2. Если катион электролита находится на отрезке ]Al; H2[, то на катоде восстанавливаются одновременно катион металла и молекула воды.

3. Если катион электролита находится на отрезке ]H2; Pt], то на катоде восстанавливаются ионы металла.

4. Если в растворе находятся смесь катионов нескольких металлов, то первыми восстанавливаются катионы того металла, который имеет наибольшее алгебраическое значение электродного потенциала.

Процесс на аноде зависит от материала анода и от природы аниона.

1. Если анод растворимый (железо, медь, цинк, серебро и др.), то независимо от природы аниона всегда осуществляется окисление металла анода.

2. Если анод нерастворимый, т.е. инертный (уголь, графит, платина, золото), то:

а) при электролизе растворов солей бескислородных солей (кроме фторидов) на аноде осуществляется окисление аниона;

б) при растворе солей оксокислот и фторидов на аноде осуществляется процесс окисления воды (выделяется кислород); анион не окисляется, остается в растворе. При электролизе растворов щелочей идет окисление гидроксид-иона.

Анионы по их окислительной способности располагаются в следующем порядке: I-, Br-, S2-, Cl-, OH-, SO42-, NO3-, F-

восстановительная активность слева направо уменьшается.

Правило: При электролизе кислородсодержащих кислот  (H2SO4 и др.), щелочей (NaOH, Ca(OH)2 и др.), солей активных металлов и кислородсодержащих кислот (K2SO4 и др.) на электродах протекает электролиз воды: 

2H2O = 2H2↑+ O2↑

14

Приложение 5. Слайд №10.

1.2.4. Уравнения электролиза растворов

Зная общие правила осуществления электролиза, составим конкретные уравнения электролиза растворов.

Электролиз раствора NaCl.

В воде хлорид натрия диссоциирует на ионы:

NaCl → Na+ + Cl-

Катионы Na+ в растворе перемещаются к катоду (-), анионы Cl-  - к аноду (+).

Так как натрий очень активный восстановитель, то катионы натрия очень слабые окислители см. п.1.1.5. и электроны с катода переходят не на ионы натрия, а на ионы водорода, которые всегда присутствуют в водном растворе. В результате на катоде выделяется водород.

К: 2H2O + 2ē = H20↑ + 2OH-                1

А: 2Cl- - 2ē = Cl20 ↑                          1

В растворе остаются ионы Na+ и OH-, составляющие части едкого натра. 2H20 + 2Cl- = H20↑ + 2OH- + Cl20↑   

или

2H2O + 2NaCl = H2↑ + 2NaOH + Cl2↑.

Пропускание электрического тока через водный раствор поваренной соли – удобный промышленный способ получения сразу трех важнейших веществ: водорода, щелочей и хлора.

Электролиз раствора ZnSO4.

ZnSO4 → Zn2+ + SO42-.

K: Zn2+ + 2ē = Zn0                                  1

и   2H2O + 2ē = H20↑ + 2OH-

Т.к. анионы SO42- очень слабые восстановители, то восстанавливаться

15

будут анионы OH-, продукты диссоциации воды.

А: 2H2O - 4ē = O20↑ + 4H+                                 1

Zn2+ + 2H2O = Zn0 + H20↑ + O20↑ + 2H+

или

ZnSO4 + 2H2O =  Zn0 + H20↑ + O20↑ + H2SO4.

Электролиз раствора сульфата меди (II).

CuSO4 → Cu2+ + SO42-

K: Cu2+ + 2ē = Cu0                                                   2

A: 2H2O - 4ē = O20↑ + 4H+                               1

2Cu2+ + 2H2O = 2Cu0 + O20↑ + 4H+

или

2CuSO4 + 2H2O = 2Cu + O2↑+ 2H2SO4.

Электролиз водного раствора гидроксида натрия.

NaOH → Na+ + OH-

К: 2H2O + 2ē = H20↑ + 2OH-                     2

А: 4OH- - 4ē = 2H2O+ O20↑                1

4H2O + 4OH- = 2H20↑ + 4OH- + 2H2O + O20↑;

2H2O = 2H2↑ + O20↑.

Если в растворе присутствуют катионы нескольких металлов, то порядок их восстановления определяется их восстановительной способностью.

Электролиз водного раствора смеси солей серебра, меди, железа.

AgNO3 → Ag+ + NO3- ;

Cu(NO3)2 → Cu2+ + 2NO3-;

FeSO4 → Fe2+ + SO42-.

16

К: Ag+ + ē  = Ag0                                           4

А: 2H2O - 4ē = O20↑ + 4H+                             1

16

К: Cu2+ + 2ē = Cu0                                                    2

А: 2H2O - 4ē = O20↑ + 4H+                    1

К: Fe2+ + 2ē = Fe0                                   1

 и  2H2O + 2ē = H20↑ + 2OH-

А: 2H2O - 4ē = O20↑ + 4H+                     1

Суммарный процесс электролиза:        

4Ag+ + 2H2O = 4Ag0 + O20↑ + 4H+

или

4AgNO3 + 2H2O = 4Ag0 + O20↑ + 4HNO3;

2Cu2+ + 2H2O = 2Cu0 + O20↑ + 4H+

или

2Cu(NO3)2 + 2H2O = 2Cu0 + O20↑ + 4HNO3;

Fe2+ + 2H2O =  Fe0  + H20↑ + O20↑ + 2H+     

или

FeSO4  + 2H2O =  Fe0  + H20↑ + O20↑ + H2SO4.                          

Скорости электродных реакций зависят от состава и концентрации электролита, от материала электрода, электродного потенциала, температуры и ряда других факторов. Скорость каждой электродной реакции определяется скоростью переноса электрических зарядов через единицу поверхности электрода в единицу времени; мерой скорости служит плотность тока:

i = I/S.

17

1.2.5. Электролиз – физико-химический процесс. I и II законы Майкла Фарадея

Изучение и применение электролиза началось в конце 18 - начале 19вв., в период становления электрохимии. Для разработки теоретических основ электролиза большое значение имело установление Майклом Фарадеем в 1833-34 гг. точных соотношений между количеством электричества, прошедшего при электролизе, и количеством вещества, выделившегося на электродах.

При подаче на электрод потенциала равного нормальному потенциалу вещества, не происходит ни растворение электрода, ни осаждения вещества на электроде из раствора (при условии, что раствор – соль того же металла, что и электрод). При подаче на электрод более отрицательного потенциала будет наблюдаться выделение вещества (катодный процесс), более положительного – растворение материала электрода (анодный процесс).

В процессе электролиза раствор обедняется ионами и растворимый анод пополняет раствор ионами, которые направляются к катоду и осаждаются на нем. Тем самым осуществляется перенос вещества с анода на катод.

Значение нормальных потенциалов веществ зависят от концентрации ионов и температуры.

I закон Фарадея: масса вещества, выделившегося на электроде, прямо пропорциональна электрическому заряду g, прошедшему через электролит, если через электролит пропускать электрический ток с силой тока I в течении времени t; коэффициент пропорциональности k – электрический эквивалент вещества.

m = k•g = k•I•t

II закон Фарадея: для данного количества электричества масса химического элемента, осажденного на электроде прямо пропорциональна эквивалентной массе элемента. Эквивалентной массой вещества является его

18

молярная масса.  

k = M/n•F.  Таким образом, объединенный закон электролиза:

m = M•I•t/n•F, М – молярная масса данного вещества, образовавшегося

(но не обязательно выделившегося – оно могло вступить в какую-либо

реакцию сразу после образования) в результате электролиза; I – сила тока, пропущенного через вещество или смесь веществ, t – время в течении которого проводился электролиз; F – постоянная Фарадея, F = 96500 Кл/моль (или F = е •Na, е – элементарный заряд), n – валентность (при электролизе растворов соли меди (II), проводимом при небольших значениях силы тока, может образовываться не только свободная медь, но и ионы меди (I)).

Промышленное применение электролиза стало возможным после появления в 70-х гг. 19 в. мощных генераторов постоянного тока.

1.3. Применение  электролиза

1.3.1. Получение металлов. Очищение металлов (рафинирование)

а) получение щелочных и щелочноземельных металлов из расплавов их солей.

б) получение алюминия электролизом расплавов бокситов (оксида алюминия).

в) электролитическая очистка металлов

 В случае наличия примесей в материале анода, примеси не переносятся на катод, а остаются в растворе, так как использование определенного значения силы тока актуально для конкретного металла.

1.3.2. Гальваностегия

1. Электролитическое нанесение металлических покрытий производится с целью защиты изделий от коррозии:

а) анодное покрытие – металл покрывают более активным металлов. В

19

случае нарушения целостности покрытия образуется микрогальванический элемент и происходит окисление металла, образующего покрытие, а

основной металл не подвергается коррозии (до момента полного разрушения покрытия).

б) катодное покрытие – металл покрывают менее активным металлом. В случае нарушения целостности покрытия защитное действие прекращается, так как образуется микрогальванический элемент и происходит разрушение основного металла, а не металла, образующего покрытие.

2.  Придания эстетического оформления:

На металлические предметы, в цепи являющиеся катодами, наносят покрытия из никеля, хрома, серебра, золота, платины, пластины которых являются анодами и в процессе электролиза растворяются и переходят в раствор ионами, с дальнейшем восстановлением их на катоде и образованием покрытия из растворяемого металла.

Гальваностегия применяется в машиностроении, приборостроении, авиационной, электротехнической, электронной промышленности.

1.3.3. Гальванопластика

Изготовление рельефных копий, происходящее по схеме: изготовление слепка из      материала, например, парафина, покрытие слепка токопроводящим веществом (например, графитом), с последующим помещением его в электрическую цепь в качестве катода. Пластина металла, материала копии, в электрической цепи помещается в качестве анода и в процессе электролиза растворяется и переходит в раствор ионами, которые восстанавливаются на катоде, формируя слой покрытия из растворяющегося металла. Слепок необходимо извлечь из электрической цепи, подвергнуть нагреванию, в процессе которого парафин вытекает и остается полая металлическая фигурка.

20

1.3.4. В химической промышленности

1. Получение гидроксидов калия и натрия электролизом растворов их

 хлоридов.

2. Получение хлора электролизом хлорида натрия.

3. Получение фтора электролизом расплава его солей (CaF2).

4. Получение водорода электролизом растворов солей активных металлов.

5. Синтез органических соединений различных классов и многих

окислителей (персульфатов, перманганатов, перхлоратов,

перфторорганических соединений и др.).  

1.3.5. Очищение сточных вод

Электролиз применяют для выделения из воды токсичных органических и неорганических веществ. К примеру, медные трубы очищают от окалины раствором серной кислоты, и промышленные сточные воды приходится затем очищать путем электролиза с нерастворимым анодом. На катоде выделяется медь, которая снова может использоваться на том же предприятии.

Щелочные сточные воды очищают электролизом от цианистых соединений. Цианиды разрушаются в ходе электрохимического окисления. Результативность такой очистки близка к 100%.

При электролизе с растворимыми алюминиевыми или железными анодами разрушаются не только загрязнители на аноде, но растворяется и сам анод, тем самым сгущая коллоидно-дисперсные загрязнения.

Этот метод эффективен при очистке сточных вод от жиров, нефтепродуктов, красителей, масел, радиоактивных веществ и т. д. Он называется электрокоагуляцией.

1.3.6. Электрохимическое полирование металлов

21

Электрохимическое полирование заключается в анодном растворении выступов на шероховатой поверхности и приводит к

сглаживанию неровностей, что повышает эксплуатационную надежность, долговечность деталей; к получению зеркального блеска поверхности (глянцеванию). Глянцевание улучшает декоративные свойства изделия, придает поверхности высокую отражательную способность. При анодном растворении изделия с неровной поверхностью электроны покидают прежде всего выступающие участки изделия, после чего металл ионами переходит в раствор и поверхность выравнивается.

Приложение 5. Слайд №44

2. ПРАКТИЧЕСКИЕ НАВЫКИ, ПРИОБРЕТЕННЫЕ МНОЙ В ХОДЕ ВЫПОЛНЕНИЯ ИССЛЕДОВАТЕЛЬСКОЙ РАБОТЫ

2.1. Электролиз водных растворов солей

2.1.1 Покрытие  стального токопроводящего предмета (монеты)

слоем меди электрическим током с погружением в раствор электролита.

Прежде всего исследуем осаждение меди. В качестве покрываемого предмета я выбрала пятирублевую монету из-за плоской удобной формы (форма круглая, в гальваническую ванну помещается).

Приложение 5. Слайд №5

Монету клеммой прикрепим к медному проводу, который в свою очередь соединим с отрицательным полюсом источника питания. Приложение 5. Слайд №7

Электролит приготовим по следующему рецепту: 125 г кристаллического медного купороса, 50 г концентрированной серной кислоты и 50 г спирта (денатурата), остальное – вода до 1 литра. Для этого сначала растворим сульфат меди до в 500 мл воды, затем осторожно, маленькими  порциями добавим серную кислоту, после чего вольем спирт и доведем водой до 1 литра. Раствор электролита поместим в гальваническую

22

ванну из стекла или пластика.

Растворимая соль сульфата меди является сильным электролитом и в

растворе диссоциирует на ионы:

CuSO4 = Cu2+ + SO42- 

Приложение 5. Слайд №6

На медный провод, соединенный с положительным полюсом источника питания дополнительно намотаем медную проволоку, тем самым увеличивая площадь анода, чтобы она была сопоставима с площадью катода (не меньше). Поместим электроды в раствор электролита таким образом, чтобы между ними было расстояние примерно в 10 см и замкнем электрическую цепь. Положительный полюс источника питания будет «высасывать» электроны с анода, и металл анода будем ионами переходить в раствор:

Cu0 – 2ē = Cu2+. .

Ионы меди, притягиваясь к отрицательно заряженной монете, будут перемещаться к ней, примут недостающие электроны и осядут на катоде:

Cu2+ + 2ē = Cu0.

Приложение 5. Слайды №№ 8,9,11

И, так как медь находится в ряду активности металлов за водородом, то на катоде будет происходить восстановление только меди.

Приложение 5. Слайд №10

Суммарное уравнение электролиза меди:

Cu0 + Cu2+ = Cu2+ + Cu0

или

Cu0 + CuSO4= CuSO4+ Cu0

Таким образом, электролиз сводится к переносу заряда с анода на катод.

Приложение 5. Слайд №12

Через две минуты на монете осадился слой меди, причем на

23

внутренней стороне более густой, чем на внешней.

Приложение 5. Слайд №13  

Согласно I, II законам Фарадея, масса осадившегося на катоде вещества равна:

m = k•I•t, при I = 5 А (т.к. использовали силу тока сети), t = 2 мин.,

23

k = M/n•F = 64,5г/моль/2•96500Кл/моль = 0,00057 г/Кл

m = 0,00057 г/Кл • 5А • 2 мин. = 0,0057г = 5,7 мг меди выделилось на монете.                                                            

Но электролиз очень сложный процесс, наряду с первичными реакциями, происходящими на электродах, имеют место вторичные реакции (например, образование ионов меди (I)), и поэтому практический выход меди будет меньше, чем рассчитанный теоретически.

2.1.2. Нанесение на алюминиевый предмет (ложку) слоя меди электрическим  током без погружения в раствор электролита

Процесс избирательного покрытия алюминиевой ложки медью в условиях школьной лаборатории получился очень примитивно, но проведенным экспериментом исследовалась возможность осуществления данного процесса.

Приложение 5. Слайды №№ 14-19

2.1.3. Установление природы металлических стержней

На данном этапе исследования определялась природа металлических стержней, в процессе электролиза являющимися электродами.

Приложение 5. Слайд №20.

В описании данного этапа я использовала теоретический материал проведения электролиза при растворимых электродах (п.1.1.4.).

Приложение 5. Слайд №10

24

Электролит - концентрированный водный раствор хлорида натрия –

помещался в химический стакан.  

Приложение 5. Слайд №21

Стержни помещались в раствор электролита и медным проводом  присоединялись к полюсам источника питания постоянного тока. Приложение 5. Слайд №22.

В растворе образуется гелеобразный осадок серо-зеленого цвета,

который при дальнейшем проведении электролиза изменял цвет на бурый. Наблюдаемыми свойствами обладают ионы железа. И так как в растворе присутствовали ионы хлора, продукты электролиза воды, то параллельно растворению анода происходило выделение газов: водорода на катоде, хлора – на аноде. Уравнения реакций, происходящих на электродах отражены в      

            Приложении 5. Слайды №№23-26

В случае слабо концентрированного раствора поваренной соли на

аноде выделяется кислород. В случае сильно концентрированного

раствора – идет выделение хлора.

Электролиз длился 2 часа. Стержень-анод растворился, стал тоньше, на катоде осадился слой гидроксида железа (II) серо-зеленого цвета – продукт восстановления гидроксида железа (III).

Приложение 5. Слайд №27

2.1.4. Нанесение слоя цинка на стальную пластинку электрическим

током

Приложение 5. Слайд №28.

Необходимо приготовить электролит из растворимой соли того металла, которым проводилось покрытие, в данном случае цинка. Приложение 5. Слайды №№29-31.

Задачей данного этапа моей работы являлось исследование влияния условий на процесс электролиза, а именно изменение силы тока в

25

электрической цепи. В электрическую цепь включили амперметр и реостат.

Приложение 5. Слайды №№33-34.

1. Уменьшение силы тока влекло за собой уменьшение скорости

растворения цинковой пластинки, но покрытие получалось прочным.

2. Увеличение силы тока – увеличение скорости растворения цинковой пластинки, но покрытие получалось непрочным, рыхлым.

Приложение 5. Слайд №35

Цинкование стальной пластины длилось два часа, получили прочное покрытие. Воспроизведен промышленный процесс цинкования.

Приложение 5. Слайд №36

Выводы:

I. Скорости электродных реакций зависят от:

1. состава и концентрации электролита

2. материала электрода

3. плотности тока – силы тока, действующей на единицу площади

II. Масса и качество осажденного металла зависят от:

1. материала электрода

2. плотности тока

3. времени процесса

III. В процессе электролиза получено избирательное покрытие

предмета другим металлом

IV. В процессе электролиза установлен качественный состав

электродов

V. Электролиз – физико-химический процесс, теоретической основой

которого являются законы М.Фарадея, позволяющие рассчитать выход продукта по массе, спрогнозировать необходимый результат и повлиять на ход процесса.

Приложении 5. Слайд №37

26

2.2. Контактное вытеснение меди из раствора при использовании различных восстановителей

В формировании этой части работы я использовала теоретические

знания, отраженные в п.1.1, практические результаты работы отражены в

Приложении 5. Слайды №№38-45

            ЗАКЛЮЧЕНИЕ

Преимущества электролиза перед химическими методами получения целевых продуктов заключаются в возможности сравнительно просто (регулируя ток) управлять скоростью и селективной направленностью реакций. Условия электролиза легко контролировать, благодаря чему можно осуществлять процессы как в самых «мягких», так и в наиболее «жёстких» условиях окисления или восстановления, получать сильнейшие окислители и восстановители, используемые в науке и технике.

ИСПОЛЬЗУЕМАЯ ЛИТЕРАТУРА:

1. Большая советская энциклопедия, БСЭ. 2012

2. Реми Г. Курс неорганической химии. Т. 1, 2. М. : Мир, 1972

3. Рэмсден Э. Н.  Начала современной химии. Л. : Химия, 1989

4. Гроссе Э., Вайсмантель Х. Химия для любознательных. Л: Химия, 1987

5. Манкевич Н.В. Неорганическая химия. Весь школьный курс в таблицах. Минск «Букмастер» «Кузьма», 2013

6. Шульпин Г.Б. Химия для всех. Издательство «Знание», Москва, 1987

7. Фадеев Г.Н. Химические реакции. Пособие для учащихся. Москва «Просвещение», 1980.