МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ
к выполнению лабораторной работы №1
на тему: “Электроосаждение металлов”
по дисциплине: Химия.
Байконур
2006г.
Введение
Цель лабораторного практикума - дать студентам некоторые навыки работы в химической лаборатории, научить их самостоятельно проводить химические опыты, проводить измерения и анализировать их.
При проведении опытов по разделу " Электролиз " необходимо иметь навыки работы с электроприборами. Поэтому надо знать, что при измерении какой-либо величины мы не можем получить её истинного значения, так как всегда существуют погрешности, возникающие из-за несовершенства приборов и методов измерений.
Всегда необходимо указывать, насколько полученные результаты близки к истинному значению. Каково же истинное значение измеряемой величины? Оно всегда неизвестно, поэтому за наиболее близкое к истинному значению принимают среднее значение результатов отдельных измерений:
< Х > = (Х 1 + Х 2 + Х 3 + … + Хn) /n = å Хi/n,
где n – число измерений;
Х 1, Х 2, Х 3, …, Х n – результаты отдельных измерений.
Примечание: при взвешивании образцов и снятии измерений электроприборов, необходимо производить не менее трех операций.
Цель работы: Ознакомление с получением медного покрытия и определение выхода по току.
Приборы и принадлежности:
1. Выпрямитель переменного тока ВС - 24.
2. Электролизер – стеклянный сосуд с двумя электродами, соединенными между собой раствором электролита.
3. Амперметр.
4. Медная и железная пластинка
5. Раствор электролита.
6. Реостат.
Краткая теория
Вопросами электролиза занимаются один из разделов курса " Физическая химия", который получил название " Электрохимия "
Электролиз – это совокупность процессов, происходящих при прохождении постоянного электрического тока через электрохимическую систему, состоящую из двух электродов - катода и анода, и расплава или раствора электролита.
В любом растворе имеются положительно и отрицательно заряженные ионы – катионы (+) и анионы (-). Если в такое раствор поместить два электрода, то катионы станут перемещаться к катоду, а анионы к аноду. Например: при электролизе ZnCI2
К(-): Zn2+ -2ē ÞZn° (1.1)
А(+): 2Сl- - 2ēÞСl° (1.2)
При электролизе химическая реакции происходит за счет тока подводимого извне и за счет этого протекания через электролит. Путем электролиза можно получить ряд чистых металлов (Zn, Сu, Fе и т.д.) Электролит – это один из наиболее эффективных методов защиты от коррозии металлов.
Коррозия – это самопроизвольный процесс разрушения металлов за счет взаимодействия его с окружающей средой.
Основные виды коррозии – электрохимическая и химическая.
Широко применяемый метод борьбы с коррозией – это нанесение гальванических покрытий, который осуществляется электролизом водных раствором солей, с растворим анодом.
Металлические покрытия, в зависимости от механизма защитного действия, разделяют на анодные и катодные. В качестве анодных покрытий используют металлы с более электроотрицательным электродным потенциалом, чем потенциал защищаемого металла, а в катодных с более положительным значением потенциала. Так для Fе анодным покрытием может служить Zn, т.е. будут проходить такие реакции:
A (+): Zn0-2ē=Zn2+ (1.3)
К(-): 2Н++2ē=Н20 (1.4)
В кислой среде Fe является катодом и служит лишь переносчиком электронов, на нем происходит выделение водорода. Для того, чтобы определять какое покрытие в среде электролита будет катодным, а какое анодным, необходимо знать ряд напряжений металлов и свойства этого ряда.
Li, К, Ва, Са, Na, Mg, Al, Мn, Zn, Fe, Co, Ni, Sn, Pb, [H], Bi, Cu, Hg, Ag, Au.
Свойства ряда напряжений металлов:
1. Чем левее в ряду напряжений стоит металл, тем он активнее.
2. Каждый металл вытесняет все последующие за ним металлы из растворов их солей (справедливо после Mg).
3. Металлы, которые расположены в ряду напряжений до водорода, вытесняют его из кислот неокислителей.
4. Металлы, которые стоят в ряду напряжений после водорода [ H2], не растворяются в кислотах -неокислителях, потому что не могут вытеснить водород.
Этот ряд справедлив только для водных растворов. Катодными покрытиями для Fе могут быть Cu, Ni, Sn. В этом случае при нарушении покрытий происходит разрушение основного металла. При определении выхода металла по току руководствуются двумя законами, устанавливающими соотношение между количеством полученных на электродах продуктов и количеством протекшего через электролит электрического тока. Основным законом электролиза является закон Фарадея (1.5), согласно которому количество вещества, претерпевшего превращение на электроде, пропорционально количеству протекшего электричества и эквивалентной массе данного вещества:
M=Q/(F·Э), (1.5)
где M – количество выделившеюся вещества на электроде, г;
Q – количество электричества, протекшего по электроду;
Q= I · t (A · час)
F – число Фарадея; F=96496 (Кул);
Поскольку Q А 1 сек = 1 Кул, a Q А · 1 час= 3600 К, то F=96493/3600=26.8 A·1 час
Тогда формула (1.5) может быть представлена так:
М= I·t·Э/26,8, (1.6)
где Э – эквивалентная масса металла, равная отношению атомарного веса металла к валентности, г.
Э=А/n
Практически металл выделяется на электроде меньше, чем по формуле (1.6), так как на осаждение металла расходуется лишь часть протекшего электричества, остальная его часть расходуется на побочные электрохимические процессы (например выделение Н2)
Выраженное в процентах отношение весового количества металла, выделившегося на электроде, к его теоретически возможному весовому количеству m, в соответствии с законом Фарадея, называется методным или анодным выходом металла по току h:
h=mp/m·100% (1.7)
Заменив в уравнении (1.6) m через отношение, выраженное уравнением (1.7) получим:
h=mp·26.8 /(I·t·Э)·100% (1.8)
Порядок выполнения работы
Для проведения опыта необходимо собрать схему установки согласно рисунку 2.1
 |
1- источник питания
2-реостат
3-ключ
4-электролизер
Рисунок 2.1 Схема гальванического покрытия
Меднение
Проведите нанесение медного покрытия из электролита следующего состава:
CuSO4 x 5H2O - 200 г/л, H2SO4 - 50 г/л.
Режим работы: температура электролита 18-20°С, Ph 1.1-1.5.
Покрываемую пластинку (или деталь) обезжирьте фильтровальной бумагой, смоченной в ацетоне, затем промойте ее и холодной воде. Смонтируйте электроды, закрепите их в контакты. Погрузив электроды в ванночку с заранее приготовленным электролитом, включите постоянный ток и ведите электролиз 15-20 минут. После чего покрытую медью деталь промойте холодной водой.
Составьте электронно-ионную схему процессов, происходящих на полюсах при электролитическом меднении.
Результаты измерения записать в таблицу 2.1.
Таблица 2.1
| Номер измерения № | Вес электрода до электролиза m0, г | Вес электрода после электролиза m1, г | Привес металла mp=m1-m0, г | Выход по току, % |
| 1. | ||||
| 2. | ||||
| 3. | ||||
| Среднее значение |
3 Контрольные вопросы
1.Что называется электролизом? Практическое применение электролиза.
2. Какие процессы протекают на электродах при электролизе?
3. Основные свойства ряда напряжений металлов.
4. Закон Фарадея. Что такое выход по току?
5. Чем объяснить погрешность реального значения выхода по току от теоретического?
Список литературы
1 Глинка Н.Л.Общая химия: Уч. пособие для ВУЗов / Н.Л.Глинка, А.И.Ермакова и др. – М.: Интеграл-пресс, 2002.
2 Практикум по общей химии/ Под ред. А.С. Горбачева, В.Г. Гулиа, Л.М. Петровой, Э.Г. Чекунова – М.: МАИ, 1975.
3 Лабораторный практикум по общей химии,/ Под ред. А.А. Ташровой.
- М.: Высшая школа, 1980.