На бирже курсовых и дипломных проектов можно найти готовые бесплатные и платные работы или заказать написание уникальных курсовых работ, дипломов, лабораторных работ, контрольных работ, диссертаций, рефератов по самым низким ценам. Добавив заявку на написание требуемой для вас работы, вы узнаете реальную стоимость ее выполнения.

ЛИЧНЫЙ КАБИНЕТ 

 

Здравствуйте гость!

 

Логин:

Пароль:

 

Запомнить

 

 

Забыли пароль? Регистрация

Быстрая помощь студентам

 

Результат поиска


Наименование:


реферат Развитие Электрогравиметрического метода

Информация:

Тип работы: реферат. Добавлен: 11.06.13. Сдан: 2013. Страниц: 18. Уникальность по antiplagiat.ru: < 30%

Описание (план):




Развитие Электрогравиметрического метода.
Электрогравиметрический метод анализа широко применяют  в аналитической практике, особенно при исследовании цветных металлов и их сплавов. В 1864 г. американец У. Гиббс (однофамилец знаменитого создателя химической термодинамики) разработал способ количественного анализа медных сплавов, основанный на проведении электролиза с платиновыми электродами. Через раствор пробы пропускали постоянный ток, контролируя время от времени наличие меди в растворе с помощью подходящей качественной реакции. После завершения электролиза катод промывали, высушивали и взвешивали. Практически одновременно описание аналогичного способа определения меди и других металлов было опубликовано в Германии К. Луковым. Новый способ анализа был аналогичен классическому гравиметрическому (весовому) анализу, отличаясь от него лишь отсутствием реагента - осадителя. Такой метод назвали электрогравиметрическим (или электровесовым). Благодаря высокой точности он получил широкое распространение в промышленности, в частности, при определении меди, серебра и золота в сплавах и горных породах.
Разные историки аналитической химии называют либо У. Гиббса, либо К. Лукова первооткрывателями электрогравиметрии. Однако, как отмечал А. X. Баталии, еще М. Фарадей определял этим методом точные значения эквивалентов разных элементов, что и было фактически первым случаем аналитического применения электролиза. А для теоретического обоснования и оптимизации методик электрогравиметрического определения металлов наибольшее значение имели систематические исследования известного немецкого электрохимика Александра Классена. В 80-90-х гг. XIX в. А. Классен показал, как меняется скорость электролиза и структура образующегося осадка в зависимости от силы тока, напряжения, подаваемого на электроды, температуры раствора и режима перемешивания. Позднее он сумел объяснить эти результаты на основе классической электрохимии, теории электролитической диссоциации и предполагаемого механизма электролиза. А. Классен первым указал на значение процессов комплексообразования для обеспечения правильности и селективности электроанализа. Итоги замечательных исследований А. Классена были подведены им в монографии «Электроанализ». Там приведено множество методик ускоренного определения миллиграммовых количеств металлов, причем не только в однокомпонентных, но и в многокомпонентных системах.
Для ЭГМ определения  металлов в объектах сложного состава  использовали разные способы, прежде всего, подбор напряжения, подаваемого на электролизер. Еще в 1890-е гг. сотрудники оствальдовского Института физической химии (М. Леблан, Г. Фрейденберг и др.) определили потенциалы катодного выделения разных металлов с учетом состава электролита и использовали эти данные для разработки методик селективного определения этих металлов. Широкое применение этих методик для анализа сплавов и других сложных объектов обычно связывают с работами Г. Сэнда (1906).
Поскольку сегодня  метод электрогравиметрии применяется  в аналитических лабораториях довольно редко, детально прослеживать его дальнейшее развитие вряд ли целесообразно; тем более, что электрогравиметрический анализ в XX веке мало изменился со времен Классена и Сэнда.
Методы  в Электрогравиметрическом анализе. Их основы.
Существуют  два варианта электрогравиметрического метода. По первому из них, наиболее широко распространенному, который, собственно, и называют электрогравиметрическим методом, выделение вещества на электродах происходит при действии постоянного тока, полученного от внешнего источника (аккумулятора, выпрямителя и т. п.). По второму варианту постоянный ток возникает при погружении в анализируемый раствор так называемой гальванической пары, и в этом случае внешнего источника тока не требуется.
Этот вариант  электрогравиметрического анализа  называют методом внутреннего электролиза. Особым видом электролиза является метод электролиза с ртутным катодом. Преимущества электрогравиметрического метода анализа: электрогравиметрический метод анализа широко применяют в аналитической практике, особенно при исследовании цветных металлов и их сплавов. Он весьма прост, удобен и достаточно точен. Электрогравиметрические определения выполняют сравнительно быстро. Особым их преимуществом является то, что они не требуют введения в анализируемый раствор посторонних веществ, как это делается в обычном гравиметрическом анализе. Так как каждый элемент электролитически осаждается при определенном напряжении, называемом потенциалом разложения, то, подбирая и регулируя электродный потенциал, можно электролитически разделять многие элементы.
Иногда применяют сетчатый катод и свернутый в спираль анод, и другие типы электродов. Вследствие высокой стоимости платиновых электродов их заменяют иногда вольфрамовыми, серебряными, никелевыми, графитовыми и другими электродами. Можно применять катоды из легированной стали и аноды из свинца, железа и никеля. Метод внутреннего электролиза: метод внутреннего электролиза основан на использовании электрического тока, возникающего при погружении в анализируемый раствор двух электродов, составляющих гальваническую пару, например цинк и платина.
Электрогравиметрический анализ относится к физико-химическим методам анализа. В то же время  он представляет собой разновидность  гравиметрического анализа. Электрогравиметрический  анализ основан на взвешивании вещества, выделяющемся на одном из электродов. Метод позволяет не только проводить количественные определения металлов, но и разделять смеси веществ. Характерной особенностью его является осаждение определяемого элемента путем электролиза на взвешенном электроде. Электрогравиметрический анализ применяется почти исключительно для определения металлов. Обычно они присутствуют в растворах в виде катионов, которые при электролизе перемещаются к катоду и, разряжаясь, осаждаются на нем в виде металлов. О количестве выделенного металла судят по увеличению массы катода.
Только очень  немногие металлы осаждаются при  электролизе на аноде. К ним относятся, например, марганец и свинец, окисляющиеся в процессе электролиза до MnO2 и PbO2.
Полученные  на катоде осадки металлов в большинстве  случаев вполне удовлетворяют требованиям, предъявляемым и к осаждаемой, и к весовой формам. Поэтому электролиз дает возможность очень точно определять содержание некоторых металлов в растворах их солей, а применение соответствующей аппаратуры и проверенных методик позволяет выполнять определения сравнительно быстро. Электрогравиметрический анализ весьма широко применяется на практике, особенно при исследовании цветных металлов и сплавов. Имеется, однако; ряд металлов, которые не дают при электролизе достаточно плотных осадков на электроде. Кроме того, когда в растворе присутствует не один, а несколько катионов, может происходить одновременное разряжение и осаждение их на катоде или разряжение вместо определяемого какого-либо постороннего иона (например, Н+ - ионов). Это несколько ограничивает применение электролиза в практике.
Принцип работы Электрогравиметрического анализа.
Элегравиметрический метод применяют для определения  металлов, дающих плотные осадки на электроде, не осыпающиеся при промывании, высушивании и взвешивании. Кроме того, электрогравиметрический метод применяют только в тех случаях, когда осаждение определяемого металла не сопровождается осаждением других металлов или примесей.
При электролизе  катионы перемещаются к катоду, выделяясь  на нем в виде металлов. Только очень немногие металлы осаждаются на аноде. К ним относятся, например, Mn и Pb, которые в процессе электролиза окисляются до MnO2 и PbO2.
Электроды, применяемые  в элегравиметрическом методе должны  отвечать следующим требованиям:
    быть химически инертными;
    хорошо удерживать образующиеся осадки;
    иметь возможно меньшую массу и возможно большую поверхность;
    не препятствовать перемешиванию раствора.
Всем этим требованиям  в наибольшей степени удовлетворяют  платиновые сетчатые электроды. Анодом, в большинстве случаев, служит платиновая проволока, согнутая в спираль.
Для проведения электрогравиметрического метода два платиновых электрода погружают в стакан с анализируемым раствором, подсоединяют электроды к внешнему источнику тока и проводят электролиз. При прохождении тока через раствор электролита происходят процессы восстановления и окисления соответствующих веществ на электродах. Связь между количествами веществ, участвующих в электродных процессах, и количеством электричества, через цепь за время электролиза t при токе I устанавливается двумя законами Фарадея:
    масса вещества, выделившаяся при электролизе, пропорциональна количеству электричества, прошедшего через раствор;
    при прохождении через раствор одного и того же количества электричества на электродах выделяется одно и то же количество вещества эквивалента.
При прохождении  через раствор электрического тока на электродах выделяются продукты электролиза, что приводит к возникновению  в системе ЭДС обратной внешней  ЭДС источника тока. Это явление называется электрохимической поляризацией, а возникающая обратная ЭДС - ЭДС поляризации. Ее можно заметно уменьшить, прибавляя так называемые деполяризаторы, т.е. вещества, разрежающиеся прежде, чем ионы, которые разрежались бы в их отсутствие. Таким образом, чтобы электролиз мог происходить, необходимо приложить к электродам напряжение, превышающее ЭДС поляризации. Наименьшее напряжение, которое необходимо приложить к электродам для того, чтобы вызвать непрерывный электролиз данного электролита, называется его напряжением разложения, которое должно быть больше электрогальванического элемента.
При электролизе  нужно учитывать силу тока в цепи. Чем больше ток, тем больше плотность  тока и тем больше в единицу  времени на поверхности электрода  выделится определяемого металла. Следовательно, тем быстрее закончится электролиз и анализ в целом.
Однако при слишком  большой плотности тока осадок получается рыхлым (губчатым), непрочно связанным  с электродом. Причина этого в  том, что при слишком большой  плотности тока скорость разрядки ионов определяемого металла становится больше скорости их подвода к электроду. Поэтому раствор около катода начинает настолько обедняться ионами, что на катоде начинает восстанавливаться водород, пузырьки которого разрыхляют осадок. Введение комплексообразующих компонентов предотвращает выделение водорода и способствует получению прочных однородных осадков металлов.
Условия электролиза  должны быть выбраны так, чтобы происходило  выделение только одного металла, а  не их смеси, и чтобы выход по току составлял 100%.
После электролиза  электроды промывают несколько  раз дистиллированной водой, не отключая электроды от источника тока, затем  сушат и точно взвешивают. По разности масс электродов, без осадка и с  ним, находят массу определяемого вещества в растворе.
Внутренний  электролиз электрогравиметрического метода можно выполнить в накоротко  замкнутом гальваническом элементе. При этом не требуется внешнего источника  тока, так как осадок выделяется за счет энергии гальванического  элемента. Такой вариант электрогравиметрического метода называют внутренним электролизом.
Уравнения. Законы.
Электрогравиметрия относится  к старейшим электроаналитическим методам, широко используемым для определения ионов металлов. В настоящее время ее применяют прежде всего для электровыделения металлов из сложных смесей. Анализ основан на электролизе растворов, содержащих соли переходных металлов и осаждении высокочистых металлов на катоде.
В кулонометрических методах основой  для прямого или косвенного количественного определения веществ является общее количество электричества Q, израсходованное на электролиз.
Количественные соотношения  электролиза установлены Фарадеем (1827). Согласно его закону, масса прореагировавшего на электроде вещества пропорциональна затраченному количеству электричества:
m = k ? Q = k ? I ? t;
где: Q – количество электричества, Кл; k – электрохимический эквивалент, гр./Кл; I – сила тока, А; t – продолжительность электролиза, сек.
Электрохимический эквивалент рассчитывают из соотношения
K = M/n?F;
Где: М – молярная масса окислителя или восстановителя, n – число электронов, участвующих в полуреакции на данном электроде; F - постоянная Фарадея (96485 Кл/моль).
Электролиз  с контролируемым током
В процессе электролиза  химическая реакция протекает в направлении, противоположном самопроизвольному, при наложении на ячейку постоянного напряжения от внешнего источника. Ячейка состоит из двух электродов, контактирующих с раствором. Общее напряжение, наложенное на ячейку, распределяется следующим образом:
Е прил. = Е а ? Е к + i? R
Где: Е а – потенциал анода; Е к – потенциал катода; i– ток; R – сопротивление.
При электролизе водных растворов необходимо учитывать возможность окисления и восстановления молекул Н2О.
Потенциал каждого электрода  рассматривается как сумма равновесного потенциала обратимой реакции и перенапряжения. Равновесный потенциал зависит от стандартного потенциала электрохимической полуреакции, протекающей на электроде и активностей соответствующих веществ у поверхности электрода.
Рассмотрим следующую обратимую полуреакцию:
Ox + ne - RedTB,
Где: Ox (окисленная форма); Red (восстановленная форма). Скорость электродной реакции зависит от приложенного потенциала, а соотношение концентраций Оx и Red можно выразить уравнением Нернста:
E прил. = E0 + Rt/ nF ? ln ? COX
В процессе электролиза, т. е. в процессе осаждения металла, потенциал электрода падает при снижении концентрации COX катиона металла в растворе.
Полноту протекания электролиза  можно предсказать, исходя из приложенного потенциала и уравнения Нернста. Если считать, что в начале концентрация Оx = C0; Е0 – стандартный электродный потенциал; х – доля Ох, восстановленного до Red, при потенциале электрода Е, то при равновесии число молей Ох составляет С0(1-х).
E прил. = E0?0,059/n + lg [С0 (1 ? х )]
Например, при степени  протекания электролиза 99,99% (х = 0,9999) потенциал рабочего электрода становится на 236/n мВ отрицательнее, чем Е0. На основании приведенных расчетов можно найти теоретическую разность стандартных потенциалов, необходимую для определения одного иона в присутствии другого. Она составляет 240 мВ (25 оС) для однозарядных ионов и 120 мВ для двухзарядных.
Электролиз  с контролируемым потенциалом
В процессе электролиза  при контролируемом потенциале катода, когда восстанавливается одно вещество, ток лимитируется конвекционной диффузией. Поэтому ток пропорционален концентрации восстанавливающихся частиц и, следовательно, экспоненциально убывает во времени:
Ct/C0 = It/I0 = 10 - kt
Где: Ct – концентрация в момент времени t; C0 – концентрация до электролиза; It и I0 – соответствующие токи. Коэффициент k зависит от площади катода, интенсивности перемешивания и объема раствора. Например, в одном из опытов для выделения меди рассчитана величина k = 0,15 мин-1. Отсюда можно рассчитать, что выделение 99% меди заканчивается за 13 мин, а 99,9% – за 20 мин.
Выход по току
На практике масса  образовавшегося или прореагировавшего на электроде вещества всегда меньше теоретически рассчитанной по закону Фарадея, поскольку неизбежны потери электричества, связанные с нагреванием электролизера и протеканием параллельных реакций. В практических расчетах вводят поправку, которая называется коэффициентом выхода по току
? = m факт. / m теор.
Таким образом,
m = ? ? k ? I ? t;
В электрогравиметрии не требуется, чтобы выход по току был равен 100%, но в кулонометрическом анализе это обязательное условие.
Важным условием электрогравиметрического анализа является плотность тока. Для ее обоснования исследуют поляризационные кривые (зависимости потенциала электрода от плотности тока) для всех конкурирующих на электроде процессов. Выбираются условия селективного и полного выделения из раствора анализируемого металла при хорошем качестве получаемого на электроде осадка.
 
 
Приборы и оборудование.
EN 500 IKA и блок питания EN 500 Е.
 Электрогравиметрия (выделение ионов металлов из  растворов) является одним из  наиболее известных аналитических  методов.
В электролитической  системе EN 500 IKA участок, где используются растворы, и блок управления расположены отдельно. Для серийных исследований несколько блоков управления можно подключить к одному блоку питания. Кроме определения благородных и цветных металлов, электрогравиметрия также используется для определения тяжелых металлов в сточных водах.
Определения содержания металлов и/или металлических примесей в рудах и сплавах. Большого числа электрохимических экспериментов, например, получения водорода, электролиза морской воды и т.д.
Рабочее место EN 500 AP
Входит в пакет устройства EN 500. До 4 таких приборов можно подключить к блоку питания EN 500.
Рабочее место состоит  из штатива с кронштейном для  крепления электрода, стопорного кольца для защиты электрода и магнитной  мешалки с нагревающей плиткой  из стеклянной керамики.
 
Портативный гравиметр CG-5 AutoGrav
Назначение: микропроцессорный, автоматический гравиметр CG-5 AutoGrav является новейшим обновлением фактического отраслевого стандарта - гравиметра CG-3 AutoGrav. В CG-5 AutoGrav применен надежный сенсор, батареи. Этот гравиметр самый легкий из всех автоматических гравиметров с высокой точностью 1 микрогал. При съемке превосходное подавление помех (шумов); прибор имеет автоматическое выравнивание, возможна автоматическая диагностика прибора после включения питания так же коррекция за рельеф в реальном времени. Задокументированные полевые тесты CG-5 Autоgrav показывают, что разница между отдельными измерениями и средним по пикету не превышает 0.005 мк./Гал.
 В состав CG-5 Autograv входит гравитационный  датчик, контрольная панель управления  и батареи, помещающиеся в защитном корпусе устойчивом к различным метеоусловиям. Не нужны внешние кабеля, ноутбуки, а только простой в использовании, автономный гравиметр.
Применение:
- разведка минералов
- геологическое картирование
- вулканология
- разведка нефти и  газа
- инженерные работы
- региональные исследования  гравитации
- морские измерения,  морской гравиметр
- воздушные измерения,  набортный аэрогравиметр.
ГРАВИМЕТР НАЗЕМНЫЙ  КВАРЦЕВЫЙ
Назначение: Для выполнения полевых работ. Портативный геофизический прибор, позволяющий производить относительные измерения ускорения силы тяжести.
Предназначен для выполнения региональной гравиметрической съемки, создания опорных гравиметрических сетей и высокоточных работ.
Специальное термостатическое исполнение обеспечивает работоспособность прибора в интервале температур окружающего воздуха от - 25 о С, до + 40 о С при относительной влажности воздуха от 95% (при температуре 20 о С ). Прибор выдерживает вибрацию с ускорением 20 м/с 2 при частоте 70 Гц.
Прибор имеет малые  габариты и вес, что способствует применению его в полевых условиях и труднодоступных районах.
Чувствительная система  гравиметра изготовлена из плавленого кварца. Построена по схеме серийных приборов и дополнена электрической  индикацией положения чувствительного  элемента, остаточных наклонов и температуры. Отличительной особенностью прибора является электростатический компенсационный принцип измерений.
Поляризация электродов. Причины ее возникновения. Виды поляризации.
Прохождение тока вызывает изменение потенциала электрода. Это  явление, а также величина изменения потенциала,  называются поляризацией:
?Е = Еi - Ep;
Где: ?Е – поляризация; Еi – неравновесный потенциал электрода, т.е. потенциал при прохождении электрического тока; Ep – равновесный потенциал.
Изменение потенциала электрода также называют перенапряжением.
Поляризация имеет место  как на катоде, так и на аноде, поэтому различают катодную - (? Ек); и анодную (? Еа) поляризацию. Катодная поляризация всегда отрицательна, а анодная всегда положительна. Поляризация определяется из экспериментально получаемой зависимости потенциала электрода от плотности тока, т.е. отношения  тока I к площади электрода S (i= I/S).
График зависимости  потенциала от плотности тока носит  название поляризационной кривой. Величина поляризации зависит от плотности тока. На поляризацию влияет также материал электрода, состояние его поверхности и целый ряд других факторов:
 Возникновение поляризации:  Любой электродный процесс включает  в себя не менее трех стадий:
    подвод реагирующих веществ к электроду;
    процесс электрохимического превращения на поверхности электрода, который может сопровождаться дополнительными химическими реакциями;
    отвод продуктов реакции от электрода;
Эти процессы протекают  последовательно и имеют, обычно, различные скорости. Скорость наиболее медленной (лимитирующей) стадии определяет общую скорость процесса. Ускорение  лимитирующей  стадии достигается повышением потенциала электрода, т.е. поляризацией. В зависимости от того, какая стадия является лимитирующей, различают концентрационную и электрохимическую поляризацию.
Концентрационная поляризация  обусловлена замедленным переносом  исходных или конечных компонентов, протекающих на электроде реакций. В результате, концентрации исходных веществ в зоне реакции понижаются, а конечных - повышаются. Это смещает равновесие в сторону обратной реакции. Приложение дополнительной разности потенциалов (поляризация) увеличивает скорость переноса компонентов и компенсирует нежелательные процессы.  Концентрационная поляризация уменьшается при перемешивании раствора, т.к. это ускоряет выравнивание концентраций компонентов на поверхности электродов.
Электрохимическая поляризация (перенапряжение) обусловлена пониженной скоростью электрохимических реакций на электроде.
Скорость электрохимических  реакций может быть повышена увеличением  температуры и использованием катализатора, а также при повышении потенциала электрода по сравнению с его  равновесным значением, т.е. при поляризации. Роль поляризации сводится к уменьшению энергии активации и величина этого снижения пропорциональна величине поляризации. Уменьшение энергии активации сопровождается увеличением скорости реакции, что в случае электрохимических процессов ведет к увеличению плотности тока.
НАПРЯЖЕНИЕ  РАЗЛОЖЕНИЯ.
Минимальная разность потенциалов, которую необходимо создать между электродами, чтобы электролиз начался, называется напряжением разложения электролита. При отсутствии перенапряжения на электродах напряжение разложения равно сумме равновесных потенциалов электродов, образующихся после начала электролиза (например, при электролизе НCl равно сумме равновесных потенциалов хлорного и водородного электродов). При наличии же перенапряжения хотя бы на одном электроде напряжение разложения больше суммы равновесных потенциалов.
Если при электролизе  на электродах образуются твердые или  жидкие растворы, и особенно при  выделении газов, напряжение разложения зависит от формы и размеров электродов, характера их поверхности, условий  удаления газов и многих других обстоятельств. Поэтому величина напряжения разложения не может служить однозначной характеристикой электролита при различных условиях.
Оказалось, что напряжения разложения при электролизе кислородсодержащих кислот и щелочей средних концентраций на платиновых электродах близки по своим значениям. По-видимому, при электролизе целого ряда веществ протекают одинаковые процессы как на катоде, так и на аноде. Действительно, в этих растворах на катоде выделяется водород, а на аноде – кислород. В растворах кислот разряжаются ионы гидроксония:
3О+ + 2е
= 2Н2О + Н2
В растворах щелочей  также происходит разряд ионов гидроксония, а не ионов щелочного металла. Однако вследствие незначительной концентрации Н3О+ при большой силе тока водород в щелочи выделяется путем непосредственного разложения молекул воды, адсорбированных на электроде:
2О + 2е = 2ОН + Н2
В растворах щелочей  и солей щелочных металлов присутствуют два сорта катионов (например, К+ и Н3О+). При изменении потенциала электрода в отрицательную сторону вначале достигается потенциал разряда ионов гидроксония, который в нейтральном растворе при Р = 1 атм. равен всего – 0,4 В, и начинается процесс выделения водорода. Разряд же ионов калия (см. таблицу стандартных электродных потенциалов) может происходить лишь при высоких отрицательных потенциалах (при = 1 лишь при потенциале – 2,9 В), что при электролизе водных растворов вообще невозможно, т.к. при гораздо меньшем напряжении (1,3 – 1,7 В) начинается выделение Н2 и О2.
Выделение кислорода  на аноде из щелочных растворов может быть следствием единственно возможной электродной реакции – разряда ионов гидроксила:
4ОН – 4е = 2Н2О + О2
При электролизе кислот, где концентрация ионов гидроксила очень мала, кислород выделяется в  результате непосредственного разложения молекул воды на аноде:
2О – 4е = 4Н3О+ + О2
Ранее предполагалось, что  в растворах кислородсодержащих кислот или их солей разряжаются  соответствующие анионы. Это предположение  неправильно. Ионы ОН обладают наименьшим потенциалом разряда (+1,23 В), а потому при электролизе указанных солей выделение О2 обусловлено разрядом ионов ОН, т.е., при электролизе кислородсодержащих кислот, щелочей и соответствующих солей щелочных и щелочноземельных металлов на электродах протекает единственный процесс разложения воды, т.е. выделение кислорода и водорода. Роль остальных ионов сводится лишь к обеспечению достаточной для электролиза электропроводности. Следует отметить, что близость напряжения разложения при электролизе кислот и щелочей наблюдается только при использовании электродов из определенных металлов (Pt, Pd), на которых мало перенапряжение водорода.
В растворах солей  металлов менее электроотрицательных, чем водород, на катоде может выделяться уже металл. При электролизе кислот, не содержащих кислорода, и их солей  на аноде, как правило, разряжаются соответствующие анионы.
Интересно поведение  соляной кислоты. В концентрированных  растворах на аноде выделяется хлор, а в разбавленных – кислород, причем меняется величина напряжения разложения. С разбавлением кислоты  уменьшается активность ионов хлора, и равновесный потенциал хлорного электрода делается более положительным, чем потенциал разряда ионов ОН, поэтому и происходит изменение анодного процесса: существенно уменьшается разряд ионов хлора и происходит разряд ионов гидроксила или молекул воды и выделение кислорода.
Электролиз.
Электролиз – это  совокупность процессов, протекающих  в растворе или расплаве электролита, при пропускании через него электрического тока. Электролиз является одним из важнейших направлений в электрохимии.
Еще в начале позапрошлого столетия было установлено, что при  прохождении электрического тока через  водные растворы солей происходят химические превращения, приводящие к образованию  новых веществ. В результате этого, в начале прошлого века возникло научное направление по изучению электрохимических процессов в растворах и расплавах веществ – электрохимия. К концу семидесятых годов оно разделилось на два самостоятельных раздела – ионику, изучающую явления электропроводности и движения заряженных частиц под воздействием электрического поля, и электродику, изучающую явления происходящие непосредственно на поверхности электродов, когда через границу электрод-раствор (расплав) протекает электрический ток. Химические превращения, происходящие при воздействии электрического тока на вещества, называются электролитическими.
Электролиз представляет собой довольно сложную совокупность процессов, к которым относятся: миграция ионов (положительных к  катоду, отрицательных к аноду), диффузия ионов, разряжающихся на электродах, электрохимические реакции разряда ионов, вторичные химические реакции продуктов электролиза между собой, с веществом электролита и электрода.
Технический или прикладной электролиз характеризуется сложностью протекающих в промышленных условиях электролитических процессов, различными видами электролиза, их зависимостью от природы электролита, типа электролитической ванны, оптимизации самих электролизных процессов.
 Электролитические процессы классифицируются следующим образом:
      получение неорганических веществ (водорода, кислорода, хлора, щелочей и т.д.);
      получение металлов (лития, натрия, калия, берилия, магния, цинка, алюминия, меди);
      очистка металлов (медь, серебро и т.д.);
      получение металлических сплавов;
      получение гальванических покрытий;
      обработка поверхностей металлов (азотирование, борирование, электрополировка, очистка);
      получение органических веществ;
      электродиализ и обессоливание воды;
      нанесение пленок при помощи электрофореза;
Актуальность электролиза  объясняется тем, что многие вещества получают именно этим способом. Например, такие металлы как никель, натрий, чистый водород и другие, получают только с помощью этого метода. Кроме того с его помощью электролиза относительно легко можно получить чистые металлы, массовая доля самого элемента в которых стремиться к ста процентам. В промышленности алюминий и медь в большинстве случаев получают именно электролизом. Преимущество этого способа в относительной дешевизне и простоте. Однако чтобы производство было наиболее выгодным: с наименьшими затратами электроэнергии и с наибольшим выходом продукции, необходимо учитывать различные факторы, влияющие на количество и качество продуктов электролиза (сила тока, плотность тока, температура электролита, материал электродов и др.).
На сегодняшний день большой популярностью пользуются различные предметы, покрытые драгоценными металлами. ( позолоченные или посеребренные вещи).
К тому же металлические  изделия покрывают слоем другого  металла электролитическим способом с целью защитить его от коррозии.
Таким образом, исследование электрохимических процессов, определение факторов, влияющих на них, установление новых способов использования процессов электролиза в промышленных условиях сохранило свою актуальность и востребованность в наши дни.
Проведение  электролиза.
В электрогравиметрическом анализе определяемое вещество количественно выделяют из раствора электролизом и по массе выделившегося металла или его оксида на электроде рассчитывают содержание определяемого элемента в пробе.
Электролизом называют химическое разложение вещества под действием электрического тока. На катоде происходит восстановление:
Fe3+
и т.д.................


Перейти к полному тексту работы


Скачать работу с онлайн повышением уникальности до 90% по antiplagiat.ru, etxt.ru или advego.ru


Смотреть полный текст работы бесплатно


Смотреть похожие работы


* Примечание. Уникальность работы указана на дату публикации, текущее значение может отличаться от указанного.