Akademia Techniczno-Humanistyczna w Bielsku-Białej
Wydział: Nauk o Materiałach i Środowisku
Kierunek: Inżynieria Środowiska

Rok: 2012/2013

Semestr: II

Ćwiczenie nr 5

Elektroliza wodnego roztworu siarczanu (VI) miedzi (II)

Wykonała GRUPA III
w składzie:

agentki

1. Część teoretyczna

Elektroliza – reakcja chemiczna zachodząca na powierzchni elektrod podczas przepływu prądu przez elektrolit. Elektryczność przenoszona przez roztwory elektrolitów polega na ruchu jonów:

1. Aniony wędrują w kierunku wzrastającego potencjału elektrycznego.

2. Kationy wędrują w kierunku obniżającego potencjału elektrycznego.

Źródło prądu stałego połączone jest za pomocą drutów miedzianych z elektrodami (platynowe, grafitowe lub z innego chemicznie odpornego materiału). Elektrody są zanurzone w przewodniku elektrolicznym, który zawiera (kationy i aniony).

Gdy prąd płynie, na powierzchniach elektrod przebiegają reakcje chemiczne:

1. Na katodzie jony przyłączają elektrony i ulegaja procesowi redukcji, czyli w kierunku katody poruszają się jony dodatnie (kationy).

2. Na anodzie elektrony są oddawane przez jony i zachodzi reakcja utleniania, w kierunku anody poruszają się jony ujemne (aniony).

W trakcie elektrolizy na obu elektrodach przebiega reakcja utleniania-redukcji, od zwykłej reakcji redoks różni się tym, że wymiana elektronów nie przebiega tutaj bezpośrednio, lecz za pośrednictwem metalicznego przewodnika.

Elektrony oddawane przez substancje utleniane na anodzie wędrują przez zewnętrzny obwód elektryczny do katody, gdzie są pobierane przez substancje redukowane.

Prawo elektrolizy Faradaya:

$${\ \ \ m = \frac{M*I*t}{n*F}\backslash n}\backslash n$$

M – masa 1 mola

I – natężenie [A]

t – czas [s]

n – liczba ładunków wymienionych w reakcji elektronowej przez 1 mol substancji

F – stała Faradaya [C/mol] F=96500 [C/mol]

Elektroliza znalazła zastosowanie w wielu procesach przemysłowych. Jest wykorzystywana do:

1. Otrzymywana wielu substancji (Cu, Al, Mg, H₂, Cl₂, O₂, F₂),

2. Produkcji proszków metalicznych (Ni, Fe, Cu, Zn, Cd, Sn, W),

3. Elektrorafinacji metali (Cu, Ag, Pb, Au, Al.)

4. Elektrogalwanizacji,

5. Elektropolerowaniu.

1. Opis przeprowadzonego ćwiczenia.

Ćwiczenie laboratoryjne polegało na przygotowaniu roztworu, w celu rozpoczęcia elektrolizy.

Otrzymaliśmy roztwór CuSO_{4 *} 5H₂O , który następnie uzupełnialiśmy wodą destylowaną do objętości 300cm³ , po czym dodaliśmy 2cm stężonego kwasu azotowego (V) HNO₃ , który bardzo starannie pobraliśmy (pod działającym wyciągiem) pipetą laboratoryjną. Kolejny etap naszego doświadczenia to ogrzanie roztworu do temperatury ok. 50st. C.

Przed umieszczeniem elektrod w zlewce, katodę platynową zauważyliśmy na wadze analitycznej otrzymując wynik; 15,2550g.

Do roztworu wrzuciliśmy mieszadełko, czyli magnez zatopiony w teflonie, następnie został uruchomiony proces elektrolizy.

Napięcie prądu rozpoczęliśmy od 3V, następnie co minutę zwiększaliśmy go o 1V i tak do osiągnięcia napięcia 10V, gdzie proces elektrolizy pozostawiliśmy na ok. 20 minut. Kolejnym etapem było sprawdzenie czy miedź wydzieliła się całkowicie i osadziła się na katodzie. Osadzenie miedzi było widoczne zmianą zabarwienia katody. Odpipetowaliśmy ok.0,5cm³ roztworu, do którego dodaliśmy parę kropel odczynnika K₄FeCN₆ i nie zaobserwowaliśmy żadnej reakcji z odczynnikiem (odczynnik po dodaniu nie zmienił zabarwienia), co świadczy o całkowitym wydzieleniu się miedzi. Elektroliza została zakończona.

Po wyciągnięciu elektrod wysuszyliśmy katodę, którą następnie zanurzyliśmy w metanolu CH₃OH , w celu zredukowania tlenku miedzi CuO wydzielonego na katodzie. ?Wszystkie te czynności zostały starannie przeprowadzone pod włączonym wyciągiem. Wysuszoną katodę zważyliśmy ponownie na wadze analitycznej, otrzymując wynik 15,2907g, wyższa waga katody świadczy o wydzielonej miedzi na katodzie.

Ostatnim naszym zadaniem było oczyszczenie katody z wydzielonej miedzi. Do zlewki wlaliśmy (pod wyciągiem) 100cm³ stężonego kwasu azotowego (V) HNO₃ ,

Przeznaczonego do usuwania miedzi z elektrody. Oczyszczoną katodę miedzi zanurzyliśmy w zlewce, gdzie znajdowała się woda z kranu, w celu oczyszczenia.

Następnie posprzątaliśmy swoja stanowisko pracy, zostawiając ja także, jak przed wykonywaniem doświadczenia.

1. Równanie reakcji elektrodowych na katodzie i anodzie.

Katoda(-) Cl²⁺ +2e^- → Cu⁰

Anoda(+) 2H₂O → O₂ + 4H⁺ + 4e^-

1. Na katodzie (-) zachodzi zawsze reakcja redukcji, czyli przyłączenie elektronów.

2. Na anodzie (+) zachodzi zawsze reakcja utlenienia, czyli oddawanie elektronów.

1. Równanie reakcji redoks, dotyczące rozpuszczenia miedzi.

Reakcja redoks, miedzi (Cu) ze stężonym kwasem azotowym (V) (HNO₃) ma przebieg dwu etapowy:

1. Cu + HNO₃ → CuO + NO₂ + H₂O

Cu(0) - 2e^{- →} Cu(II) 2e x 1 = 2e reakcja utleniania

N(V) + 1e^- → N(IV) 1e x 2 = 2e reakcja redukcji

Cu – pełni rolę reduktora

N – pełni rolę utleniacza

Otrzymujemy:

Cu + 2HNO₃ → CuO + 2NO₂ + H₂O

1. CuO + 2HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + H₂O

Zatem sumarycznie otrzymujemy zapis równania reakcji;

Cu + 4HNO₃ → Cu(NO₃)₂ +2NO₂ + 2H₂O

1. Ilość miedzi wydzielającej się na katodzie, oraz zawartość CuSO₄*5H₂O w próbce analitycznej.

Ilość miedzi wydzielonej na katodzie to różnica w wadze katody przed i po ćwiczeniu. Przed rozpoczęciem ćwiczenia katoda platynowa ważyła: 15,2550g, natomiast po ćwiczeniu katoda zważona wraz z wydzielona miedzią ważyła: 15,2907g.

15,2907g – 15,2550g = 0,0357g

Z tego wynika że miedź wydzielona na katodzie waży: 0,0357g.

CuSO₄*5H₂O w próbce analitycznej na 1 mol CuSO₄ przypada 5 moli wody.

Masa CuSO₄*5H₂O ≈ 249,50g

M_Cu ≈ 63,5g

Masa molowa CuSO4*5H2O	-	Masa molowa miedzi (Cu)
Masa CuSO4*5H2O w próbce analitycznej (X)	-	Masa miedzi (Cu) w próbce analitycznej
249,5g	-	63,5g
Xg	-	0,0357g

$X = \frac{249,5g*0,0357g}{63,5g} = \frac{8,90715}{63,5}g = 0,14027g$- masa CuSO₄*5H₂O w próbce analitycznej.

1. Końcowe wnioski.

Masa wydzielonej miedzi:0,0357g

Masa cuSO4*5H2O w próbce analitycznej: 0,14027g

Miedź jest dobrym przewodnikiem prądu elektrycznego, wniosek można wysunąć z reakcji jaka miała miejsce w doświadczeniu.
Kolejny wniosek to postać miedzi występuje ona w przyrodzie jako pierwiastek w stanie wolnym lub jako jon dodatni, czyli kation (Cu²⁺).