Radosław Smacki TM I Cb

Elektroliza

Część teoretyczna.

Elektroliza to wymuszony prądem elektrycznym, ukierunkowany ruch jonów i reakcje chemiczne przebiegające na elektrodach. Na elektrodzie ujemnej - katodzie przebiegają reakcje redukcji, a na dodatniej - anodzie, reakcje utlenienia.

Mechanizm działania:

H₂O

AB A⁺ + B^-

K_(-) A⁺ : A⁺ + e A⁰ reakcja redukcji

A₍₊₎ B^- : B^- - e B⁰ reakcja utlenienia

Reakcje katodowe:

1. 
   
   W pierwszej kolejności rozładowują się kationy metali ciężkich czyli stojące w szeregu napięciowym na prawo lub w dół od Al zgodnie z równaniem:

Meⁿ⁺ + ne Me⁰.

b) jeżeli roztwór ma odczyn kwaśny, zachodzi redukcja jonów wodorowych wg. wzoru:

2H⁺ + 2e H₂

c) jeżeli w roztworze są obecne kationy metali lekkich czyli w lewo lub w górę od Al włącznie, zachodzi redukcja cząstek wody wg. wzoru:

2H₂O + 2e 2OH^- +H₂

Reakcje anodowe

1. 
   
   
   W pierwszej kolejności rozładowują się aniony kwasów beztlenowych np.:

2Cl^- - 2e Cl₂

b) jeżeli roztwór ma odczyn zasadowy, utlenieniu ulegają jony wodorotlenowe (OH^-) : 4OH^- - 4e 2H₂O + O₂

c) podczas elektrolizy kwasów tlenowych i ich soli utlenianiu ulegają cząsteczki wody wg. wzoru: 2H₂O - 4e 4H⁺ + O₂

I prawo Faradaya.

Masa substancji wydzielona na jednej z elektrod jest wprost proporcjonalna do natężenia prądu oraz czasu trwania elektrolizy.

m = k * i * t

k = M / zF = const. - równoważnik chemiczny.

M - masa atomowa, z - wartościowość jonu, F - stała Faradaya.

II prawo Faradaya.

Stosunek masy molowej m_n substancji wydzielającej na elektrodzie do iloczynu jej równoważnika elektrochemicznego (k) i liczby ładunkowej e, która określa ilość elektronów przyjętych lub oddanych, przy wydzielaniu się jednego mola substancji na elektrodzie jest wielkością stałą - stała Faradaya wynosi 96500 C

F = m_n / ke = 96500 C

Zastosowanie elektrolizy.

1. służy do otrzymywania litowców, berylowców i glinu, których nie otrzymuje się na drodze reakcji chemicznych.

2. do otrzymywania pierwiastków a najbardziej ujemnych potencjałach jak: Li, Na, K, Mg, Al...

3. do otrzymywania chloru i fluoru.

4. do rafinacji metali.

5. podczas elektrorafinacji miedzi ze szlamu anodowego otrzymuje się metale szlachetne: Ag, Au, Pt, Ni, Sb, As oraz Pb i Zn.

6. pokrywanie metali (np. Fe) metalami szlachetnymi w celu ochrony przed korozją.

7. pozłacanie metali.

Część doświadczalna.

Schemat procesu elektrolizy roztworu siarczanu miedzi (II)

H₂O

CuSO₄ Cu²⁺ + SO₄^2-

K_(-) Cu²⁺ : Cu²⁺ + 2e Cu⁰ / * 2 reakcja redukcji

A₍₊₎ SO₄^2- : 2H₂O + 4e 4H⁺ + O₂ reakcja utlenienia

CuSO₄ + 2H₂O 2Cu⁰ + 4H⁺ + O₂ + 2SO₄^2-

Obserwacje:

Roztwór siarczanu miedzi (II) po 30 min. odbarwił się z koloru jasno niebieskiego na bezbarwny. Na katodzie osadziła się miedź metaliczna.

Dane:

i = 3A, t = 30min, M_cu = 64, z = 2, F = 96500, m = ?.

m = k * i * t; k =M_cu / zF = 64 / 2 * 96500 = 0,000332

m = 0,000332 * 3 * 1800 = 1,7928g

Odp: Wydzieliło się 1,79g miedzi.

K_(-)

A₍₊₎

A⁺

B^-