Celle elettrolitiche

Celle elettrolitiche

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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Tabella 1: Moli di Cu trasferiti

Tabella 2: Moli di elettroni trasferiti

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.

Concetti Preparazione dell'istruttore Protocollo per Studenti

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Le reazioni elettrochimiche sono vitali per molti processi nella tecnologia e nel corpo umano e comportano il trasferimento di elettroni da una specie chimica all'altra. Queste reazioni sono chiamate reazioni di riduzione-ossidazione o reazioni redox.

Quando una specie perde elettroni, subisce ossidazione, e diciamo che è ossidata. Quando una specie guadagna elettroni, ha subito una riduzione, e noi diciamo che è ridotta. In una cella galvanica elettrochimica avvengono spontaneamente reazioni di ossidoriduzione, che generano energia elettrica. Tuttavia, in una cella elettrolitica, viene applicata energia elettrica, che provoca le reazioni redox.

Una cella elettrolitica è costituita dalla soluzione di reazione chiamata elettrolita, che contiene tutte le specie chimiche ossidate o ridotte, nonché gli ioni necessari per consentire il flusso di elettroni. La cella elettrolitica ha due elettrodi metallici che sono immersi nella soluzione elettrolitica. Un circuito esterno collega i due elettrodi, che completa il circuito e ci consente di applicare tensione o corrente.

La corrente o la tensione applicata è ciò che provoca la reazione elettrochimica. La semireazione di ossidazione avviene all'anodo e la semireazione di riduzione avviene al catodo. Per aiutarti a distinguere tra i due, ricorda la frase "gatto rosso", che sta per "riduzione al catodo".

Ma come si fa a determinare quale elettrodo è quale? Possiamo utilizzare il potenziale di riduzione standard degli elettrodi metallici, che è una misura della tendenza del metallo a perdere elettroni. Maggiore è il potenziale di riduzione, maggiore è la probabilità che il metallo venga ridotto.

Diciamo che posizioniamo un elettrodo d'argento e un elettrodo di rame in una cella elettrolitica e applichiamo corrente. L'elettrodo d'argento ha un potenziale di riduzione più elevato, quindi è ridotto e funge da catodo. L'elettrodo di rame ha un potenziale di riduzione inferiore, quindi viene ossidato e funge da anodo.

Un uso delle celle elettrolitiche è quello di eseguire la galvanica, che è una reazione in cui un metallo viene ossidato e poi ridotto sulla superficie di un altro metallo. Poiché l'anodo è il metallo che esegue la placcatura, nel nostro esempio di argento e rame, l'elettrodo d'argento è placcato con un sottile strato di rame.

In questo laboratorio, assemblerai una cella elettrolitica ed eseguirai il processo di galvanica placcando una chiave di ottone con rame.

Print Procedure Steps

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

Fonte: Smaa Koraym presso la Johns Hopkins University, MD, USA

Celle elettrolitiche
In questo esperimento, assemblerai una cella elettrolitica per eseguire la galvanica. Una cella elettrolitica contiene un anodo e un catodo collegati da una fonte di alimentazione, che guida la reazione redox non spontanea nella cella. Quando il materiale dell'anodo viene ossidato, gli ioni viaggiano verso il catodo, dove vengono ridotti e placcati.

Nel caso di questo esperimento, la cella elettrolitica contiene un anodo di rame e una chiave di ottone per il catodo. L'ossidazione dell'anodo crea ioni rame(2+), che vengono poi ridotti sulla chiave di ottone, formando una sottile placcatura di rame solido.
- Indossa guanti, occhiali di sicurezza e un grembiule da laboratorio, che deve essere indossato in ogni momento.
- Ottieni un resistore da 10 ohm, un elettrodo in lamina di rame, un filo di rame e un pezzo di carta smeriglio.
- Usa la carta smeriglio per lucidare la chiave di ottone e il foglio di rame. Sciacquare la chiave e l'elettrodo di rame con acqua. La chiave di ottone sarà il catodo e la lastra di rame sarà l'anodo.
- Prendi un becher da 50 ml e un bicchiere d'orologio sul cappuccio dell'istruttore e procurati circa 20 ml di acetone. Posiziona il vetro dell'orologio sopra il bicchiere per evitare l'evaporazione e riportalo sul banco.
- Etichetta l'altro becher da 50 ml come 'rifiuto organico'.
- Usa una pipetta usa e getta per sciacquare l'elettrodo di rame e la chiave con acetone. Raccogliere l'eccesso nel becher dei rifiuti. Posizionare la chiave e l'elettrodo di rame su un tovagliolo di carta per asciugare.
- Misura le masse iniziali della chiave e dell'elettrodo di rame e registra i loro valori nel tuo quaderno di laboratorio.
  Tabella 1: Moli di Cu trasferiti
  
  Massa della chiave (g) Variazione di massa (g) Moles Cu placcato Massa dell'elettrodo di Cu (g) Variazione di massa (g) Talpe perse
  0 min
  5 min
  1^st 30 min
  2^nd 30 min
  Clicca qui per scaricare la Tabella 1
- Configura la cella elettrolitica. Utilizzare un cavo elettrico con morsetti a coccodrillo per collegare il terminale negativo della batteria alla sonda di corrente. Avvolgere il resistore da 10 ohm attorno all'altra estremità della sonda di corrente.
- Usa un altro filo per collegare il terminale positivo della batteria all'elettrodo di rame.
- Avvolgi il filo di rame attorno alla chiave di ottone e usa un filo elettrico per collegare la resistenza sulla sonda di corrente al filo di rame sulla chiave di ottone.
- Ottieni circa 200 ml di solfato di rame concentrato in un becher da 250 ml. L'importo non deve essere esatto. Riporti il becher sul banco di cottura e lo metta sulla piastra di agitazione. Posizionare con cautela un'ancoretta magnetica nel becher e impostare l'agitazione al massimo.
- Collega il sistema di acquisizione dati alla sonda corrente e lascia che il sistema di acquisizione dati rilevi la sonda. Dovrebbe restituire una lettura in ampere. Cambia la velocità a due scansioni al minuto e la durata a 5 minuti.
- Posiziona la chiave di ottone nel bicchiere. Appenderlo al lato del bicchiere in modo che la chiave sia quasi completamente immersa ma non tocchi l'ancoretta magnetica. nota: Il filo di rame non deve essere nella soluzione.
- Posiziona l'elettrodo di rame nel becher, piegandolo in modo che penda oltre il bordo del becher. Assicurarsi che non tocchi l'ancoretta o la chiave in ottone.
- Avvia la scansione e lascia che raccolga dati per 5 minuti. Questo fungerà da prova per assicurarsi che la placcatura avvenga sulla chiave in ottone.
- Al termine della scansione, rimuovi la chiave e l'elettrodo di rame. La placcatura in rame sulla chiave in ottone dovrebbe essere evidente. Se non è visibile, controlla il circuito per assicurarti che la batteria sia collegata con l'orientamento corretto.
- Una volta completata con successo una placcatura di 5 minuti, scollega la chiave e l'elettrodo di rame dal cablaggio. Rimuovere il filo di rame dalla chiave e sciacquare la chiave e l'elettrodo di rame con acqua e poi acetone. Adagiatele su carta assorbente ad asciugare.
- Misura le masse della chiave e dell'elettrodo di rame e registrale nel tuo quaderno di laboratorio.
- Ricollega la chiave e l'elettrodo di rame e rimettili nella soluzione come prima. Riavviare l'esecuzione sul sistema di acquisizione dati, assicurandosi che la velocità sia impostata su due scansioni al minuto. Con la durata impostata su 30 minuti, consentire l'esecuzione del processo di galvanica.
- Dopo che la scansione è completa, rimuovi l'elettrodo e la chiave dalla soluzione, scollegali dai fili e sciacquali con acqua e poi acetone. Lasciali asciugare su un tovagliolo di carta, quindi pesali e registra le loro masse sul tuo quaderno.
- Rimonta la configurazione e ripeti la galvanica per una seconda prova di 30 minuti. Al termine della scansione, rimuovere la chiave e l'elettrodo di rame, sciacquarli come prima e registrarne la massa.
- Salva i dati registrati come file di testo su un'unità flash.
- Per pulire, disattiva l'impostazione di agitazione e rimuovi la barra di agitazione dalla soluzione usando una pinza. Smaltire l'acetone nell'apposito contenitore per rifiuti organici fornito dall'istruttore. La soluzione di solfato di rame può essere riutilizzata per futuri laboratori, quindi versa nuovamente il solfato di rame concentrato nella damigiana.
- Risciacqua tutti i tuoi bicchieri con acqua e restituiscili all'istruttore.
Risultati
- Innanzitutto, calcola la carica totale Q che ha attraversato il sistema durante le diverse prove. Un coulomb è la quantità di elettricità che scorre attraverso un filo che trasporta 1 ampere di corrente in 1 s, quindi Q = I x t.
- Esamina i dati attuali della sonda per la prima prova di galvanica di 5 minuti. nota: Se la corrente scendeva a 0 o vicino a 0 alla fine della prova, gli elettroni smettevano di fluire dall'elettrodo di rame alla chiave. Utilizzare solo i valori registrati prima che si verificasse la caduta di corrente. Se la corrente scende a 0 all'inizio del processo di placcatura, ripetere la prova.
- La corrente varia nel tempo, quindi calcola la corrente media, I.
  Tabella 2: Moli di elettroni trasferiti
  
  Prova Tempo (s) _Media attuale (A) Carica totale (C) talpe (e?)
  5 min
  1^st 30 min
  2^nd 30 min
  Totale
  Clicca qui per scaricare la Tabella 2
- Usa la corrente media nel tempo totale per determinare la carica totale trasferita durante la galvanica, Q. Circa 20 coulomb sono stati trasferiti durante la prova di 5 minuti e tra i 110 e i 120 coulomb sono stati trasferiti durante ogni prova di 30 minuti. La carica totale trasferita nell'intero processo di galvanica di 65 minuti è stata di circa 250 coulomb.
- Usa la carica totale trasferita per calcolare le moli di elettroni placcati durante ogni prova. Le moli di elettroni placcati sono uguali alla carica totale trasferita divisa per la costante di Faraday. La costante di Faraday rappresenta l'entità della carica elettrica per mole di elettroni ed è determinata moltiplicando la carica di un elettrone per la costante di Avogadro.
- Determina le moli di elettroni che sono stati trasferiti per le prove di 5 minuti e 30 minuti.
- Calcola le moli di rame che sono state placcate sulla chiave dopo ogni prova. Allo stesso modo, determinare le moli di rame perse dall'elettrodo in lamina di rame.
- Confronta le moli di rame che sono state perse dall'elettrodo con la quantità che è stata placcata sulla chiave di ottone. I numeri dovrebbero essere vicini.
- Controlla se questi valori corrispondono a ciò che ci si aspetta in base al numero di moli di elettroni che sono stati trasferiti. La riduzione di 1 mole di ioni rame (2+) richiede 2 moli di elettroni per produrre 1 mole di rame solido.

Cella elettrolitica

processo di galvanostesia

anodo di rame

catodo di ottone

misurazione della massa

configurazione del circuito

Prova	Tempo (s)	_Media attuale (A)	Carica totale (C)	talpe (e?)
5 min
1^st 30 min
2^nd 30 min
Totale

Massa della chiave (g)

Variazione di massa (g)

Moles Cu placcato

Massa dell'elettrodo di Cu (g)

Variazione di massa (g)

Talpe perse

1^st 30 min

2^nd 30 min