Elektrolytzellen

Elektrolytzellen

What is the role of the anode and cathode in an electrolytic cell?

How does electroplating work in this experiment?

What does the Faraday constant represent in electrochemistry calculations?

How do you calculate the total charge transferred during electroplating?

Why must the copper electrode and brass key be polished before the experiment?

What is the relationship between moles of electrons transferred and moles of copper plated?

How should you handle the current data if it drops to zero during electroplating?

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Tabelle 1: Mol von übertragenem Cu

Tabelle 2: Mol der übertragenen Elektronen

In an electrolytic cell, the anode is oxidized by the power source, releasing ions that travel through the solution to the cathode. At the cathode, these ions are reduced and plated onto the surface. The copper anode oxidizes to produce copper(2+) ions, which are then reduced and deposited as solid copper on the brass cathode.

Electroplating occurs when copper(2+) ions from the copper anode migrate through the copper sulfate solution and are reduced at the brass cathode, forming a thin layer of solid copper. The power source drives this nonspontaneous redox reaction, transferring electrons that reduce the ions into metal plating on the cathode surface.

The Faraday constant represents the magnitude of electric charge per mole of electrons, calculated by multiplying the charge of an electron by Avogadro's constant. It is used to convert total charge transferred in coulombs into moles of electrons, enabling calculation of moles of metal plated during electroplating.

Total charge is calculated using the equation Q = I × t, where Q is charge in coulombs, I is average current in amperes, and t is time in seconds. The current probe measures current over time, and averaging these values allows you to determine the total charge transferred throughout the electroplating process.

Polishing with emery paper removes surface oxidation and contaminants from both the copper electrode and brass key, ensuring clean electrode surfaces. This preparation improves electrical contact and allows accurate measurement of mass changes during electroplating, since only the intended copper deposition is measured.

The reduction of one mole of copper(2+) ions requires two moles of electrons to produce one mole of solid copper. By calculating moles of electrons from total charge using the Faraday constant, you can predict the expected moles of copper plated and verify this matches the measured mass change of the cathode.

If current drops to zero or near zero during a trial, electrons have stopped flowing and the plating process has halted. Only use current values recorded before the drop occurs when calculating average current and total charge. If current drops early, repeat the trial to ensure sufficient electroplating occurs.

Konzepte Vorbereitung für Dozenten Studentenprotokoll

0 Ansichten02:52 Min.

Elektrochemische Reaktionen sind für viele Prozesse in der Technik und im menschlichen Körper von entscheidender Bedeutung und beinhalten die Übertragung von Elektronen von einer chemischen Spezies auf eine andere. Diese Reaktionen werden als Reduktions-Oxidationsreaktionen oder Redoxreaktionen bezeichnet.

Wenn eine Spezies Elektronen verliert, oxidiert sie, und wir sagen, dass sie oxidiert ist. Wenn eine Spezies Elektronen gewinnt, hat sie eine Reduktion erfahren, und wir sagen, dass sie reduziert wird. In einer elektrochemischen galvanischen Zelle kommt es spontan zu Redoxreaktionen, die elektrische Energie erzeugen. In einer Elektrolysezelle wird jedoch elektrische Energie zugeführt, die die Redoxreaktionen hervorruft.

Eine Elektrolysezelle besteht aus der Reaktionslösung, dem sogenannten Elektrolyten, der alle chemischen Spezies enthält, die oxidiert oder reduziert werden, sowie Ionen, die zum Ermöglichen des Elektronenflusses benötigt werden. Die Elektrolysezelle besteht aus zwei Metallelektroden, die in die elektrolytische Lösung eingetaucht sind. Eine externe Schaltung verbindet die beiden Elektroden, die den Stromkreis vervollständigt und es uns ermöglicht, Spannung oder Strom anzulegen.

Der angelegte Strom oder die angelegte Spannung ist das, was die elektrochemische Reaktion bewirkt. Die Oxidationshalbreaktion findet an der Anode statt, die Reduktionshalbreaktion an der Kathode. Um Ihnen bei der Unterscheidung zu helfen, denken Sie an den Ausdruck "rote Katze", der für "Reduktion an der Kathode" steht.

Aber wie bestimmen wir, welche Elektrode welche ist? Wir können das Standardreduktionspotential der Metallelektroden verwenden, das ein Maß für die Tendenz des Metalls ist, Elektronen zu verlieren. Je höher das Reduktionspotenzial, desto wahrscheinlicher ist es, dass das Metall reduziert wird.

Nehmen wir an, wir platzieren eine Silberelektrode und eine Kupferelektrode in einer Elektrolysezelle und legen Strom an. Die Silberelektrode hat ein höheres Reduktionspotential, ist also reduziert und fungiert als Kathode. Die Kupferelektrode hat ein geringeres Reduktionspotential, wird also oxidiert und fungiert als Anode.

Eine Verwendung von Elektrolysezellen ist die Galvanik, eine Reaktion, bei der ein Metall oxidiert und dann auf die Oberfläche eines anderen Metalls reduziert wird. Da die Anode das Metall ist, das die Beschichtung übernimmt, ist die Silberelektrode in unserem Beispiel von Silber und Kupfer mit einer dünnen Schicht Kupfer überzogen.

In diesem Labor baust du eine Elektrolysezelle zusammen und führst den Galvanisierungsprozess durch, indem du einen Messingschlüssel mit Kupfer plattierst.

Print Procedure Steps

$$\rightleftharpoonup{xx}$$ $$\longleftharp{xx}$$, $$\longrightharp{xx}$$,

Quelle: Smaa Koraym von der Johns Hopkins University, MD, USA

Elektrolytische Zellen
In diesem Experiment bauen Sie eine Elektrolysezelle zusammen, um die Galvanik durchzuführen. Eine Elektrolysezelle besteht aus einer Anode und einer Kathode, die durch eine Stromquelle verbunden sind und die nichtspontane Redoxreaktion in der Zelle antreiben. Wenn das Anodenmaterial oxidiert wird, wandern die Ionen zur Kathode, wo sie reduziert und plattiert werden.

Im Falle dieses Experiments enthält die Elektrolysezelle eine Kupferanode und einen Messingschlüssel für die Kathode. Durch die Oxidation der Anode entstehen Kupfer(2+)-Ionen, die dann auf dem Messingschlüssel reduziert werden und eine dünne Beschichtung aus massivem Kupfer bilden.
- Ziehen Sie Handschuhe, eine Schutzbrille und eine Laborschürze an, die immer getragen werden muss.
- Besorge dir einen 10-Ohm-Widerstand, eine Kupferblechelektrode, einen Kupferdraht und ein Stück Schmirgelpapier.
- Verwenden Sie das Schmirgelpapier, um den Messingschlüssel und das Kupferblech zu polieren. Spülen Sie den Schlüssel und die Kupferelektrode mit Wasser ab. Der Messingschlüssel wird die Kathode sein, und das Kupferblech wird die Anode sein.
- Nimm ein 50-ml-Becherglas und ein Uhrglas zur Instructor's Hood und erhalte ungefähr 20 mL Aceton. Platzieren Sie das Uhrglas auf dem Becherglas, um eine Verdunstung zu verhindern, und bringen Sie es zurück auf Ihre Werkbank.
- Kennzeichnen Sie das andere 50-ml-Becherglas als 'organischer Abfall'.
- Verwenden Sie eine Einwegpipette, um die Kupferelektrode und den Schlüssel mit Aceton zu spülen. Überschüssiges im Becherglas auffangen. Legen Sie den Schlüssel und die Kupferelektrode zum Trocknen auf ein Papiertuch.
- Messen Sie die Anfangsmassen des Schlüssels und der Kupferelektrode und notieren Sie deren Werte in Ihrem Labornotizbuch.
  Tabelle 1: Mol von übertragenem Cu
  
  Masse des Schlüssels (g) Änderung der Masse (g) Maulwürfe verkleidet Masse der Cu-Elektrode (g) Änderung der Masse (g) Moles Cu verloren
  0 min
  5 Minuten
  1^st 30 min
  2^nd 30 min
  Klicken Sie hier, um Tabelle 1 herunterzuladen
- Richten Sie die Elektrolysezelle ein. Verwenden Sie ein elektrisches Kabel mit Krokodilklemmen, um den Minuspol der Batterie mit der Stromsonde zu verbinden. Wickeln Sie den 10-Ohm-Widerstand um das andere Ende der Stromsonde.
- Verwenden Sie einen anderen Draht, um den Pluspol der Batterie mit der Kupferelektrode zu verbinden.
- Wickeln Sie den Kupferdraht um den Messingschlüssel und verwenden Sie einen elektrischen Draht, um den Widerstand an der Stromsonde mit dem Kupferdraht am Messingschlüssel zu verbinden.
- Erhält etwa 200 ml konzentriertes Kupfersulfat in einem 250-ml-Becherglas. Der Betrag muss nicht genau sein. Bringen Sie den Becher zurück auf Ihre Werkbank und stellen Sie ihn auf die Rührplatte. Setzen Sie vorsichtig einen magnetischen Rührstab in das Becherglas ein und stellen Sie die Rührstufe auf hoch.
- Verbinden Sie das Datenerfassungssystem mit der aktuellen Sonde und lassen Sie das Datenerfassungssystem die Sonde erfassen. Es sollte einen Messwert in Ampere zurückgeben. Ändern Sie die Rate auf zwei Scans pro Minute und die Dauer auf 5 Minuten.
- Setzen Sie den Messingschlüssel in das Becherglas ein. Hängen Sie ihn so an die Seite des Bechers, dass der Schlüssel fast vollständig untergetaucht ist, aber den magnetischen Rührstab nicht berührt. Anmerkung: Der Kupferdraht sollte sich nicht in der Lösung befinden.
- Platzieren Sie die Kupferelektrode im Becherglas und biegen Sie sie so, dass sie über den Rand des Becherglases hinausragt. Stellen Sie sicher, dass es den Rührstab oder den Messingschlüssel nicht berührt.
- Starten Sie den Scan und lassen Sie ihn 5 Minuten lang Daten sammeln. Dies dient als Testlauf, um sicherzustellen, dass der Messingschlüssel plattiert ist.
- Nachdem der Scan beendet ist, entfernen Sie den Schlüssel und die Kupferelektrode. Die Kupferbeschichtung auf dem Messingschlüssel sollte sichtbar sein. Wenn es nicht sichtbar ist, überprüfen Sie Ihre Schaltung, um sicherzustellen, dass die Batterie in der richtigen Ausrichtung angeschlossen ist.
- Sobald Sie eine erfolgreiche 5-minütige Beschichtung abgeschlossen haben, trennen Sie den Schlüssel und die Kupferelektrode von der Verkabelung. Entfernen Sie den Kupferdraht vom Schlüssel und spülen Sie den Schlüssel und die Kupferelektrode mit Wasser und dann mit Aceton ab. Lege sie zum Trocknen auf ein Papiertuch.
- Messen Sie die Massen des Schlüssels und der Kupferelektrode und notieren Sie sie in Ihrem Labornotizbuch.
- Verbinden Sie den Schlüssel und die Kupferelektrode wieder und setzen Sie sie wie zuvor wieder in die Lösung ein. Starten Sie den Lauf auf dem Datenerfassungssystem neu, und stellen Sie sicher, dass die Rate auf zwei Scans pro Minute eingestellt ist. Lassen Sie den Galvanikprozess bei einer Dauer von 30 Minuten laufen.
- Nachdem der Scan abgeschlossen ist, entfernen Sie die Elektrode und den Schlüssel aus der Lösung, trennen Sie sie von den Drähten und spülen Sie sie mit Wasser und dann mit Aceton ab. Lassen Sie sie auf einem Papiertuch trocknen, wiegen Sie sie und notieren Sie ihre Massen in Ihrem Notizbuch.
- Bauen Sie den Aufbau wieder zusammen und wiederholen Sie die Galvanik für einen zweiten 30-minütigen Versuch. Wenn der Scan abgeschlossen ist, entfernen Sie den Schlüssel und die Kupferelektrode, spülen Sie sie wie zuvor ab und notieren Sie ihre Masse.
- Speichern Sie die aufgezeichneten Daten als Textdatei auf einem Flash-Laufwerk.
- Um aufzuräumen, schalten Sie die Rühreinstellung aus und entfernen Sie den Rührstab mit einer Pinzette aus der Lösung. Entsorgen Sie das Aceton in dem von Ihrem Trainer bereitgestellten Bioabfallbehälter. Die Kupfersulfatlösung kann für zukünftige Labore wiederverwendet werden, also gießen Sie das konzentrierte Kupfersulfat zurück in die Ballonflasche.
- Spülen Sie alle Ihre Gläser mit Wasser ab und geben Sie sie dem Dozenten zurück.
Results
- Berechnen Sie zunächst die Gesamtladung Q, die während der verschiedenen Versuche durch das System geflossen ist. Ein Coulomb ist die Menge an Elektrizität, die durch einen Draht fließt, der 1 Ampere Strom in 1 s führt, also Q = I x t.
- Überprüfen Sie die aktuellen Sondendaten für den ersten 5-minütigen Galvanikversuch. Anmerkung: Wenn der Strom am Ende des Versuchs auf 0 oder nahe 0 abfiel, flossen die Elektronen nicht mehr von der Kupferelektrode zum Schlüssel. Verwenden Sie nur die Werte, die vor dem Stromabfall aufgezeichnet wurden. Wenn der Stromwert zu Beginn des Beschichtungsprozesses auf 0 fällt, wiederholen Sie den Versuch.
- Der Strom variiert im Laufe der Zeit, also berechnen Sie den durchschnittlichen Strom I.
  Tabelle 2: Mol der übertragenen Elektronen
  
  Versuch Zeit (s) Aktueller_Durchschnitt (A) Gesamtladung (C) Maulwürfe (e?)
  5 Minuten
  1^st 30 min
  2^nd 30 min
  Gesamt
  Klicken Sie hier, um Tabelle 2 herunterzuladen
- Verwende den durchschnittlichen Strom über die Gesamtzeit, um die Gesamtladung zu bestimmen, die während der Galvanisierung übertragen wird, Q. Während des 5-minütigen Versuchs wurden etwa 20 Coulomb übertragen, und während des 30-minütigen Versuchs wurden zwischen 110 und 120 Coulomb übertragen. Die Gesamtladung, die über den gesamten 65-minütigen Galvanikprozess übertragen wurde, betrug etwa 250 Coulomb.
- Verwende die übertragene Gesamtladung, um die Mol der Elektronen zu berechnen, die während jedes Versuchs plattiert wurden. Die Mol der plattierten Elektronen entsprechen der übertragenen Gesamtladung dividiert durch die Faraday-Konstante. Die Faraday-Konstante stellt die Größe der elektrischen Ladung pro Mol Elektronen dar und wird durch Multiplikation der Ladung eines Elektrons mit der Avogadro-Konstante bestimmt.
- Bestimmen Sie die Mole der Elektronen, die für die 5-minütigen und 30-minütigen Versuche übertragen wurden.
- Berechnen Sie die Mole Kupfer, die nach jedem Versuch auf dem Schlüssel plattiert wurden. Bestimmen Sie auf ähnliche Weise die Mol Kupfer, die von der Kupferblechelektrode verloren gehen.
- Vergleichen Sie die Mole Kupfer, die von der Elektrode verloren gegangen sind, mit der Menge, die auf dem Messingschlüssel plattiert wurde. Die Zahlen sollten nahe beieinander liegen.
- Überprüfen Sie, ob diese Werte mit dem übereinstimmen, was aufgrund der Anzahl der übertragenen Mol Elektronen erwartet wird. Die Reduktion von 1 Mol Kupfer(2+)-Ionen erfordert 2 Mol Elektronen, um 1 Mol festes Kupfer zu erzeugen.

Elektrolysezelle

Galvanisierungsprozess

Kupferanode

Messingkathode

Versuch	Zeit (s)	Aktueller_Durchschnitt (A)	Gesamtladung (C)	Maulwürfe (e?)
5 Minuten
1^st 30 min
2^nd 30 min
Gesamt

Masse des Schlüssels (g)

Änderung der Masse (g)

Maulwürfe verkleidet

Masse der Cu-Elektrode (g)

Änderung der Masse (g)

Moles Cu verloren

1^st 30 min

2^nd 30 min