Módulo 2. Procesos básicos de la química y propiedades de las sustancias

Laboratorio #7

Tema: Electrólisis de soluciones salinas acuosas

por electrólisis llamado proceso redox que ocurre en los electrodos cuando una corriente eléctrica pasa a través de una solución o fusión de un electrolito.

Cuando una corriente eléctrica constante pasa a través de una solución de electrolito o fundido, los cationes se mueven hacia el cátodo y los aniones se mueven hacia el ánodo. Los procesos de oxidación-reducción tienen lugar en los electrodos; El cátodo es un agente reductor, ya que dona electrones a los cationes, y el ánodo es un agente oxidante, ya que acepta electrones de los aniones. Las reacciones que ocurren en los electrodos dependen de la composición del electrolito, la naturaleza del solvente, el material de los electrodos y el modo de operación de la celda.

Química del proceso de electrólisis del cloruro de calcio fundido:

CaCl 2 ↔ Ca 2+ + 2Cl -

en el cátodo Ca 2+ + 2e → Ca °

en el ánodo 2Cl - - 2e → 2C1 ° → C1 2

La electrólisis de una solución de sulfato de potasio en un ánodo insoluble se ve esquemáticamente así:

K 2 SO 4 ↔ 2K + + SO 4 2 -

H 2 O ↔ H + + OH -

en el cátodo 2Н + + 2е→2Н°→ Н 2 2

en el ánodo 4OH - 4e → O 2 + 4H + 1

K 2 SO 4 + 4H 2 O 2H 2 + O 2 + 2K0H + H 2 SO 4

Objetivo: familiarización con la electrólisis de soluciones salinas.

Dispositivos y equipos: rectificador de corriente eléctrica, electrolizador, electrodos de carbón, lijas, vasos, lavadora.

Arroz. 1. Dispositivo para realizar

electrólisis

1 - electrolizador;

2 - electrodos;

3 hilos conductores; fuente de CC.

Reactivos y soluciones: Soluciones al 5% de cloruro de cobre СuС1 2, yoduro de potasio KI , hidrogenosulfato de potasio KHSO 4 , sulfato de sodio Na 2 SO 4 , sulfato de cobre CuSO 4 , sulfato de zinc ZnSO 4 , solución de hidróxido de sodio al 20 % NaOH, placas de cobre y níquel, solución de fenolftaleína, ácido nítrico (conc.) HNO 3 , almidón al 1 % solución, papel tornasol neutro, solución de ácido sulfúrico al 10% H 2 SO 4 .

Experiencia 1. Electrólisis de cloruro de cobre con electrodos insolubles

Llene el electrolizador hasta la mitad del volumen con una solución de cloruro de cobre al 5%. Baje la varilla de grafito en ambas rodillas del electrolizador, fíjelas sin apretar a los segmentos y al tubo de goma. Conecte los extremos de los electrodos con conductores a fuentes de corriente continua. Si hay un ligero olor a cloro, desconecte inmediatamente el electrolizador de la fuente de alimentación. ¿Qué sucede en el cátodo? Hacer ecuaciones de reacciones de electrodos.

Experiencia 2. Electrólisis de yoduro de potasio con electrodos insolubles

Llene la celda electrolítica con solución de yoduro de potasio al 5%. agregue 2 gotas de fenolftaleína a cada rodilla. Pegar en cada rodilla de los electrodos de grafito del electrolizador y conéctelos a una fuente de corriente continua.

¿En qué rodilla y por qué se coloreó la solución? Agregue 1 gota de pasta de almidón a cada rodilla. ¿Dónde y por qué se libera yodo? Hacer ecuaciones de reacciones de electrodos. ¿Qué se forma en el espacio del cátodo?

Experiencia 3. Electrólisis de sulfato de sodio con electrodos insolubles

Llene la mitad del volumen del electrolizador con solución de sulfato de sodio al 5% y agregue 2 gotas de naranja de metilo o tornasol a cada rodilla. Inserte electrodos en ambas rodillas y conéctelos a una fuente de corriente continua. Anota tus observaciones. ¿Por qué las soluciones de electrolitos se volvieron de diferentes colores en diferentes electrodos? Hacer ecuaciones de reacciones de electrodos. ¿Qué gases y por qué se liberan en los electrodos? ¿Cuál es la esencia del proceso de electrólisis de una solución acuosa de sulfato de sodio?

ELECTRÓLISIS

Una de las formas de obtener metales es la electrólisis. Los metales activos se encuentran en la naturaleza solo en forma de compuestos químicos. ¿Cómo aislar de estos compuestos en estado libre?

Las soluciones y fusiones de electrolitos conducen la corriente eléctrica. Sin embargo, cuando la corriente pasa a través de una solución electrolítica, pueden ocurrir reacciones químicas. Considere lo que sucederá si se colocan dos placas de metal en una solución de electrolito o se derriten, cada una de las cuales está conectada a uno de los polos de la fuente de corriente. Estas placas se llaman electrodos. La corriente eléctrica es una corriente de electrones en movimiento. Como resultado del hecho de que los electrones en el circuito se mueven de un electrodo a otro, aparece un exceso de electrones en uno de los electrodos. Los electrones tienen una carga negativa, por lo que este electrodo se carga negativamente. Se llama cátodo. En el otro electrodo, se crea una falta de electrones y se carga positivamente. Este electrodo se llama ánodo. Un electrolito en una solución o fundido se disocia en iones cargados positivamente - cationes e iones cargados negativamente - aniones. Los cationes son atraídos por un electrodo con carga negativa: el cátodo. Los aniones son atraídos por un electrodo con carga positiva: el ánodo. En la superficie de los electrodos, puede ocurrir interacción entre iones y electrones.

La electrólisis se refiere a los procesos que ocurren cuando una corriente eléctrica pasa a través de soluciones o fundidos de electrolitos.

Los procesos que ocurren durante la electrólisis de soluciones y fundidos de electrolitos son bastante diferentes. Consideremos ambos casos en detalle.

Derretir electrólisis

Como ejemplo, considere la electrólisis de una masa fundida de cloruro de sodio. En la masa fundida, el cloruro de sodio se disocia en iones Na+
y Cl - : NaCl = Na + + Cl -

Los cationes de sodio se mueven hacia la superficie de un electrodo con carga negativa: el cátodo. Hay un exceso de electrones en la superficie del cátodo. Por lo tanto, hay una transferencia de electrones desde la superficie del electrodo a los iones de sodio. Al mismo tiempo, los iones Na+ se convierten en átomos de sodio, es decir, los cationes se reducen Na+ . Ecuación de proceso:

Na + + e - = Na

Iones de cloruro Cl - moverse a la superficie de un electrodo cargado positivamente - el ánodo. Se crea una falta de electrones en la superficie del ánodo y los electrones se transfieren de los aniones. cl- a la superficie del electrodo. Al mismo tiempo, los iones cargados negativamente cl- se convierten en átomos de cloro, que inmediatamente se combinan para formar moléculas de cloro C l2 :

2C l - -2e - \u003d Cl 2

Los iones de cloruro pierden electrones, es decir, se oxidan.

Escribamos juntos las ecuaciones de los procesos que ocurren en el cátodo y el ánodo.

Na + + e - = Na

2 C l - -2 e - \u003d Cl 2

Un electrón está involucrado en el proceso de reducción de cationes de sodio y 2 electrones están involucrados en el proceso de oxidación de iones de cloro. Sin embargo, se debe observar la ley de conservación de la carga eléctrica, es decir, la carga total de todas las partículas en la solución debe ser constante, por lo tanto, el número de electrones involucrados en la reducción de los cationes de sodio debe ser igual al número de electrones involucrados en la oxidación de los iones de cloruro, por lo tanto, multiplicamos la primera ecuación por 2:

Na ++ e - \u003d Na 2

2C l - -2e - \u003d Cl 2 1

Sumamos ambas ecuaciones y obtenemos la ecuación general de la reacción.

2 Na + + 2C l - \u003d 2 Na + Cl 2 (ecuación de reacción iónica), o

2 NaCl \u003d 2 Na + Cl 2 (ecuación de reacción molecular)

Entonces, en el ejemplo considerado, vemos que la electrólisis es una reacción redox. En el cátodo, la reducción de iones cargados positivamente - cationes, en el ánodo - la oxidación de iones cargados negativamente - aniones. Para recordar qué proceso ocurre dónde, puede usar la "regla T":

cátodo - catión - reducción.

Ejemplo 2Electrólisis de hidróxido de sodio fundido.

El hidróxido de sodio en solución se disocia en cationes e iones de hidróxido.

Cátodo (-)<-- Na + + OH - à Анод (+)

En la superficie del cátodo, los cationes de sodio se reducen y se forman átomos de sodio:

cátodo (-) Na + +e à Na

Los iones de hidróxido se oxidan en la superficie del ánodo, mientras que se libera oxígeno y se forman moléculas de agua:

cátodo (-) Na + + e à Na

ánodo (+)4 OH - - 4 e à 2 H 2 O + O 2

El número de electrones involucrados en la reacción de reducción de los cationes de sodio y en la reacción de oxidación de los iones de hidróxido debe ser el mismo. Así que multipliquemos la primera ecuación por 4:

cátodo (-) Na + + e à Na 4

ánodo (+)4 OH - – 4 e à 2 H 2 O + O 2 1

Juntando ambas ecuaciones, obtenemos la ecuación para la reacción de electrólisis:

4 NaOH a 4 Na + 2 H 2 O + O 2

Ejemplo 3Considere la electrólisis de la masa fundida. Al2O3

Mediante esta reacción, el aluminio se obtiene a partir de la bauxita, un compuesto natural que contiene mucho óxido de aluminio. El punto de fusión del óxido de aluminio es muy alto (más de 2000º C), por lo que se le añaden aditivos especiales, bajando el punto de fusión a 800-900º C. En la fusión, el óxido de aluminio se disocia en iones Al3+ y O2-. H los cationes se reducen en el cátodo Al 3+ , convirtiéndose en átomos de aluminio:

Al +3 e a Al

Los aniones se oxidan en el ánodo. O 2- convirtiéndose en átomos de oxígeno. Los átomos de oxígeno se combinan inmediatamente en moléculas de O 2:

2 O 2- – 4 e à O 2

El número de electrones que intervienen en la reducción de los cationes de aluminio y la oxidación de los iones de oxígeno debe ser igual, por lo que multiplicamos la primera ecuación por 4 y la segunda por 3:

Al 3+ +3 e à Al 0 4

2 O 2- – 4 e à O 2 3

Sumamos ambas ecuaciones y obtenemos

4 Al 3+ + 6 O 2- a 4 Al 0 +3 O 2 0 (ecuación de reacción iónica)

2 Al 2 O 3 a 4 Al + 3 O 2

Electrólisis de solución

En el caso de pasar una corriente eléctrica a través de una solución electrolítica acuosa, el asunto se complica por la presencia de moléculas de agua en la solución, que también pueden interactuar con los electrones. Recuerde que en una molécula de agua, los átomos de hidrógeno y oxígeno están conectados por un enlace covalente polar. La electronegatividad del oxígeno es mayor que la electronegatividad del hidrógeno, por lo que los pares de electrones compartidos se desplazan hacia el átomo de oxígeno. Surge una carga negativa parcial en el átomo de oxígeno, se denota δ-, y en los átomos de hidrógeno tiene una carga positiva parcial, se denota δ+.

δ+

HO δ-

│

H δ+

Debido a este cambio de cargas, la molécula de agua tiene "polos" positivos y negativos. Por lo tanto, las moléculas de agua pueden ser atraídas por un polo con carga positiva hacia un electrodo con carga negativa, el cátodo, y por un polo negativo, hacia un electrodo con carga positiva, el ánodo. En el cátodo, las moléculas de agua se pueden reducir y se libera hidrógeno:

La oxidación de las moléculas de agua puede ocurrir en el ánodo con la liberación de oxígeno:

2 H 2 O - 4e - \u003d 4H + + O 2

Por lo tanto, los cationes de electrolitos o las moléculas de agua pueden reducirse en el cátodo. Estos dos procesos parecen competir entre sí. El proceso que realmente tiene lugar en el cátodo depende de la naturaleza del metal. Que los cationes metálicos o las moléculas de agua se reduzcan en el cátodo depende de la posición del metal en serie de tensiones del metal .

Li K Na Ca Mg Al ¦¦ Zn Fe Ni Sn Pb (H 2 ) ¦¦ Cu Hg Ag Au

Si el metal está en la serie de voltaje a la derecha del hidrógeno, los cationes metálicos se reducen en el cátodo y se libera metal libre. Si el metal está en la serie de voltaje a la izquierda del aluminio, las moléculas de agua se reducen en el cátodo y se libera hidrógeno. Finalmente, en el caso de los cationes metálicos de zinc a plomo, puede ocurrir tanto la evolución del metal como la evolución del hidrógeno, y algunas veces tanto el hidrógeno como el metal se desarrollan simultáneamente. En general, este es un caso bastante complicado, mucho depende de las condiciones de reacción: la concentración de la solución, la fuerza actual y otros.

Uno de los dos procesos también puede ocurrir en el ánodo: la oxidación de aniones de electrolitos o la oxidación de moléculas de agua. El proceso que realmente tiene lugar depende de la naturaleza del anión. Durante la electrólisis de sales de ácidos anóxicos o de los propios ácidos, los aniones se oxidan en el ánodo. La única excepción es el ion fluoruro. F- . En el caso de los ácidos que contienen oxígeno, las moléculas de agua se oxidan en el ánodo y se libera oxígeno.

Ejemplo 1Veamos la electrólisis de una solución acuosa de cloruro de sodio.

En una solución acuosa de cloruro de sodio habrá cationes de sodio. Na + , aniones de cloro Cl - y moléculas de agua.

2 NaCl a 2 Na + + 2 Cl -

2Н 2 О a 2 H + + 2 OH -

cátodo (-) 2 Na+; 2H+; 2Н + + 2е a Н 0 2

ánodo (+) 2 Cl - ; 2OH-; 2 Cl - – 2e a 2 Cl 0

2NaCl + 2H 2 O a H 2 + Cl 2 + 2NaOH

Químico actividad aniones apenas disminuye

Ejemplo 2¿Qué pasa si la sal contiene SO 4 2- ? Considere la electrólisis de una solución de sulfato de níquel ( II ). sulfato de níquel ( II ) se disocia en iones Ni 2+ y SO 4 2-:

NiSO 4 a Ni 2+ + SO 4 2-

H 2 O a H + + OH -

Los cationes de níquel se encuentran entre los iones metálicos. Al 3+ y Pb 2+ , ocupando una posición intermedia en la serie de tensión, el proceso de recuperación en el cátodo se produce según ambos esquemas:

2 H 2 O + 2e - \u003d H 2 + 2OH -

Los aniones de ácidos que contienen oxígeno no se oxidan en el ánodo ( serie de actividad de aniones ), las moléculas de agua se oxidan:

ánodo e à O 2 + 4H +

Escribamos juntos las ecuaciones de los procesos que ocurren en el cátodo y el ánodo:

cátodo (-) Ni2+; H+; Ni 2+ + 2e a Ni 0

2 H 2 O + 2e - \u003d H 2 + 2OH -

ánodo (+) SO4 2- ; OH-;2H2O-4 e a O 2 + 4H +

4 electrones están involucrados en los procesos de reducción y 4 electrones también están involucrados en el proceso de oxidación. Poniendo estas ecuaciones juntas, obtenemos la ecuación de reacción general:

Ni 2+ +2 H 2 O + 2 H 2 O a Ni 0 + H 2 + 2OH - + O 2 + 4 H +

En el lado derecho de la ecuación, hay simultáneamente iones H + y Oh- , que se combinan para formar moléculas de agua:

H + + OH - a H 2 O

Por lo tanto, en el lado derecho de la ecuación, en lugar de 4 iones H + y 2 iones Oh- escribimos 2 moléculas de agua y 2 iones H+:

Ni 2+ +2 H 2 O + 2 H 2 O a Ni 0 + H 2 +2 H 2 O + O 2 + 2 H +

Reduzcamos dos moléculas de agua en ambos lados de la ecuación:

Ni 2+ +2 H 2 O à Ni 0 + H 2 + O 2 + 2 H +

Esta es una ecuación iónica corta. Para obtener la ecuación iónica completa, debe agregar ambas partes del ion sulfato SO 4 2- , formado durante la disociación del sulfato de níquel ( II ) y no participar en la reacción:

Ni 2+ + SO 4 2- + 2H 2 O à Ni 0 + H 2 + O 2 + 2H + + SO 4 2-

Así, durante la electrólisis de una solución de sulfato de níquel ( II ) el hidrógeno y el níquel se liberan en el cátodo y el oxígeno se libera en el ánodo.

NiSO 4 + 2H 2 O a Ni + H 2 + H 2 SO 4 + O 2

Ejemplo 3 Escriba las ecuaciones de los procesos que ocurren durante la electrólisis de una solución acuosa de sulfato de sodio con un ánodo inerte.

Potencial de electrodo estándar del sistema Na + + e = Na 0 es mucho más negativo que el potencial del electrodo de agua en un medio acuoso neutro (-0,41 V), por lo que se producirá una reducción electroquímica del agua en el cátodo, acompañada de un desprendimiento de hidrógeno.

2Н 2 О a 2 H + + 2 OH -

y iones Na + llegando al cátodo se acumulará en la parte adyacente de la solución (espacio del cátodo).

En el ánodo, se producirá la oxidación electroquímica del agua, lo que dará lugar a la liberación de oxígeno.

2 H 2 O - 4e a O 2 + 4 H +

porque correspondiente a este sistema potencial de electrodo estándar (1,23 V) es significativamente menor que el potencial de electrodo estándar (2,01 V) que caracteriza al sistema

2 SO 4 2- + 2 e \u003d S 2 O 8 2-.

Iones SO 4 2- moviéndose hacia el ánodo durante la electrólisis se acumulará en el espacio del ánodo.

Multiplicando la ecuación del proceso del cátodo por dos, y sumándola con la ecuación del proceso del ánodo, obtenemos la ecuación total del proceso de electrólisis:

6 H 2 O \u003d 2 H 2 + 4 OH - + O 2 + 4 H +

Teniendo en cuenta que los iones se acumulan simultáneamente en el espacio del cátodo y los iones en el espacio del ánodo, la ecuación general del proceso se puede escribir de la siguiente forma:

6H 2 O + 2Na 2 SO 4 \u003d 2H 2 + 4Na + + 4OH - + O 2 + 4H + + 2SO 4 2-

Así, simultáneamente con la liberación de hidrógeno y oxígeno, se forman hidróxido de sodio (en el espacio del cátodo) y ácido sulfúrico (en el espacio del ánodo).

Ejemplo 4Electrólisis de solución de sulfato de cobre ( II) CuSO4.

Cátodo (-)<-- Cu 2+ + SO 4 2- à анод (+)

cátodo (-) Cu 2+ + 2e à Cu 0 2

ánodo (+) 2H 2 O - 4 e à O 2 + 4H + 1

Los iones H+ permanecen en la solución y SO 4 2- , ya que se acumula ácido sulfúrico.

2CuSO 4 + 2H 2 O a 2Cu + 2H 2 SO 4 + O 2

Ejemplo 5 Electrólisis de solución de cloruro de cobre ( II) CuCl2.

Cátodo (-)<-- Cu 2+ + 2Cl - à анод (+)

cátodo (-) Cu 2+ + 2e a Cu 0

ánodo (+) 2Cl - – 2e à Cl 0 2

Ambas ecuaciones implican dos electrones.

Cu 2+ + 2e a Cu 0 1

2Cl - -– 2e a Cl 2 1

Cu 2+ + 2 Cl - a Cu 0 + Cl 2 (ecuación iónica)

CuCl 2 a Cu + Cl 2 (ecuación molecular)

Ejemplo 6 Electrólisis de solución de nitrato de plata. AgNO3.

Cátodo (-)<-- Ag + + NO 3 - à Анод (+)

cátodo (-) Ag + + e à Ag 0

ánodo (+) 2H 2 O - 4 e à O 2 + 4H +

Ag ++ e à Ag 0 4

2H 2 O - 4 e à O 2 + 4H + 1

4 Ag + + 2 H 2 O a 4 Ag 0 + 4 H + + O 2 (ecuación iónica)

4 Agricultura + + 2 H 2 Oà 4 Agricultura 0 + 4 H + + O 2 + 4 NO 3 - (ecuación iónica completa)

4 AgNO 3 + 2 H 2 Oà 4 Agricultura 0 + 4 HNO 3 + O 2 (ecuación molecular)

Ejemplo 7 Electrólisis de solución de ácido clorhídricoHCl.

Cátodo (-)<-- H + + cl - à ánodo (+)

cátodo (-) 2H + + 2 mià H 2

ánodo (+) 2cl - – 2 mià cl 2

2 H + + 2 cl - à H 2 + cl 2 (ecuación iónica)

2 HClà H 2 + cl 2 (ecuación molecular)

Ejemplo 8 Electrólisis de solución de ácido sulfúricoH 2 ASI QUE 4 .

Cátodo (-) <-- 2H + + SO 4 2- à ánodo (+)

cátodo (-)2H+ + 2eà H2

ánodo(+) 2H 2 O - 4mià O2+4H+

2H+ + 2eà H 2 2

2H2O-4mià O2 + 4H+1

4H+ + 2H2Oà 2H2 + 4H+ + O2

2H2Oà 2H2+O2

Ejemplo 9. Electrólisis de solución de hidróxido de potasioKOH.

Cátodo (-)<-- k + + Vaya - à ánodo (+)

Los cationes de potasio no se reducirán en el cátodo, ya que el potasio está en la serie de voltaje de los metales a la izquierda del aluminio, sino que se reducirán las moléculas de agua:

2H2O + 2eà H 2 + 2OH - 4OH - -4eà 2H 2 O + O 2

cátodo(-)2H2O+2eà H 2 + 2OH - 2

ánodo(+) 4OH - - 4eà 2H 2 O + O 2 1

4H2O + 4OH -à 2H 2 + 4OH - + 2H 2 O + O 2

2 H 2 Oà 2 H 2 + O 2

Ejemplo 10 Electrólisis de solución de nitrato de potasioKNO 3 .

Cátodo (-) <-- K + + NO 3 - à ánodo (+)

2H2O + 2eà H 2 + 2OH - 2H 2 O - 4mià O2+4H+

cátodo(-)2H2O+2eà H 2 + 2OH-2

ánodo(+) 2H 2 O - 4mià O2 + 4H+1

4H2O + 2H2Oà 2H2+4OH-+4H++ O2

2H2Oà 2H2+O2

Cuando una corriente eléctrica pasa a través de soluciones de ácidos que contienen oxígeno, álcalis y sales de ácidos que contienen oxígeno con metales que están en la serie de voltaje de los metales, a la izquierda del aluminio, prácticamente se produce la electrólisis del agua. En este caso, el hidrógeno se libera en el cátodo y el oxígeno en el ánodo.

Conclusiones. Al determinar los productos de electrólisis de soluciones acuosas de electrolitos, en los casos más simples, uno puede guiarse por las siguientes consideraciones:

1. Iones metálicos con un pequeño valor algebraico del potencial estándar - deli + antes deAlabama 3+ inclusive - tienen una tendencia muy débil a volver a unir electrones, cediendo a este respecto a los ionesH + (cm. Serie de actividades de cationes). En la electrólisis de soluciones acuosas de compuestos que contienen estos cationes, la función de un agente oxidante en el cátodo es realizada por ionesH + , mientras se restaura de acuerdo con el esquema:

2 H 2 O+ 2 mià H 2 + 2OH -

2. Cationes metálicos con valores positivos de potenciales estándar (cobre 2+ , Agricultura + , hg 2+ etc.) tienen una mayor tendencia a unir electrones que iones. Durante la electrólisis de soluciones acuosas de sus sales, estos cationes emiten la función de un agente oxidante sobre el cátodo, al tiempo que se reducen a un metal según el esquema, por ejemplo:

cobre 2+ +2 mià cobre 0

3. Durante la electrólisis de soluciones acuosas de sales metálicas.zinc, Fe, CD, Niy otros, ocupando una posición intermedia entre los grupos enumerados en la serie de voltaje, el proceso de reducción en el cátodo ocurre de acuerdo con ambos esquemas. La masa del metal liberado no corresponde en estos casos a la cantidad de corriente eléctrica que circula, parte de la cual se gasta en la formación de hidrógeno.

4. En soluciones acuosas de electrolitos, aniones monoatómicos (cl - , hermano - , j - ), aniones que contienen oxígeno (NO 3 - , ASI QUE 4 2- , correos 4 3- y otros), así como los iones hidroxilo del agua. De estos, los iones de haluro tienen las propiedades reductoras más fuertes, con la excepción deF. ionesVayaocupan una posición intermedia entre ellos y los aniones poliatómicos. Por lo tanto, durante la electrólisis de soluciones acuosasHCl, HBr, HJo sus sales en el ánodo, los iones de haluro se oxidan según el esquema:

2 X - -2 mià X 2 0

Durante la electrólisis de soluciones acuosas de sulfatos, nitratos, fosfatos, etc. la función del agente reductor la realizan los iones, mientras se oxida según el esquema:

4 HOH – 4 mià 2 H 2 O + O 2 + 4 H +

.

Tareas.

W a dacha 1. Durante la electrólisis de una solución de sulfato de cobre, se liberaron 48 g de cobre en el cátodo. Encuentre el volumen de gas liberado en el ánodo y la masa de ácido sulfúrico formado en la solución.

El sulfato de cobre en solución no disocia ionesC 2+ yS0 4 2 ".

CuS0 4 \u003d Cu 2+ + S0 4 2 "

Escribamos las ecuaciones de los procesos que ocurren en el cátodo y el ánodo. Los cationes Cu se reducen en el cátodo, la electrólisis del agua se produce en el ánodo:

Cu 2+ + 2e- \u003d Cu12

2H 2 0-4e- = 4H + + 0 2 |1

Ecuación general de electrólisis:

2Cu2+ + 2H2O = 2Cu + 4H+ + O2 (ecuación iónica corta)

Agregue a ambos lados de la ecuación 2 iones de sulfato cada uno, que se forman durante la disociación del sulfato de cobre, obtenemos la ecuación iónica completa:

2Cu2+ + 2S042" + 2H20 = 2Cu + 4H+ + 2SO4 2" + O2

2CuSO4 + 2H2O = 2Cu + 2H2SO4 + O2

El gas liberado en el ánodo es oxígeno. El ácido sulfúrico se forma en la solución.

La masa molar del cobre es de 64 g / mol, calculamos la cantidad de sustancia de cobre:

De acuerdo con la ecuación de reacción, cuando se liberan 2 mol de cobre del ánodo, se libera 1 mol de oxígeno. Se liberaron 0,75 mol de cobre en el cátodo, se liberan x mol de oxígeno en el ánodo. Hagamos una proporción:

2/1=0,75/x, x=0,75*1/2=0,375 mol

Se liberaron 0,375 mol de oxígeno en el ánodo,

v(O2) = 0,375 mol.

Calcular el volumen de oxígeno liberado:

V(O2) \u003d v (O2) "VM \u003d 0.375 mol" 22.4 l / mol \u003d 8.4 l

De acuerdo con la ecuación de reacción, cuando se liberan 2 mol de cobre en el cátodo, se forman 2 mol de ácido sulfúrico en la solución, lo que significa que si se liberan 0,75 mol de cobre en el cátodo, se forman 0,75 mol de ácido sulfúrico. en la solución, v (H2SO4) = 0,75 mol. Calcular la masa molar del ácido sulfúrico:

M(H2SO4) = 2-1+32+16-4 = 98 g/mol.

Calcular la masa de ácido sulfúrico:

m (H2S04) \u003d v (H2S04> M (H2S04) \u003d \u003d 0,75 mol \u003d 98 g / mol \u003d 73,5 g.

Responder: Se liberaron 8,4 litros de oxígeno en el ánodo; Se formaron 73,5 g de ácido sulfúrico en la solución.

Tarea 2. Encuentra el volumen de gases liberados en el cátodo y el ánodo durante la electrólisis de una solución acuosa que contiene 111,75 g de cloruro de potasio. ¿Qué sustancia se forma en disolución? Encuentra su masa.

El cloruro de potasio en solución se disocia en iones K+ y Cl:

2KS1 \u003d K + + Cl

Los iones de potasio no se reducen en el cátodo, sino que se reducen las moléculas de agua. Los iones de cloruro se oxidan en el ánodo y se libera cloro:

2H2O + 2e "= H2 + 20H-|1

2SG-2e "= C12|1

Ecuación general de electrólisis:

2CHl + 2H2O \u003d H2 + 2OH "+ C12 (ecuación iónica corta) La solución también contiene iones K + formados durante la disociación del cloruro de potasio y que no participan en la reacción:

2K+ + 2Cl + 2H20 = H2 + 2K+ + 2OH" + C12

Reescribamos la ecuación en forma molecular:

2KS1 + 2H2O = H2 + C12 + 2KOH

El hidrógeno se libera en el cátodo, el cloro se libera en el ánodo y el hidróxido de potasio se forma en solución.

La solución contenía 111,75 g de cloruro de potasio.

Calcular la masa molar del cloruro de potasio:

M(KC1) = 39+35,5 = 74,5 g/mol

Calcule la cantidad de sustancia de cloruro de potasio:

De acuerdo con la ecuación de reacción, la electrólisis de 2 mol de cloruro de potasio libera 1 mol de cloro. Deje que la electrólisis de 1,5 mol de cloruro de potasio libere x mol de cloro. Hagamos una proporción:

2/1=1,5/x, x=1,5 /2=0,75 moles

Se liberarán 0,75 mol de cloro, v (C! 2) \u003d 0,75 mol. De acuerdo con la ecuación de reacción, cuando se libera 1 mol de cloro en el ánodo, se libera 1 mol de hidrógeno en el cátodo. Por lo tanto, si se liberan 0,75 mol de cloro en el ánodo, entonces se liberan 0,75 mol de hidrógeno en el cátodo, v(H2) = 0,75 mol.

Calculemos el volumen de cloro liberado en el ánodo:

V (C12) \u003d v (Cl2) -VM \u003d 0,75 mol \u003d 22,4 l / mol \u003d 16,8 l.

El volumen de hidrógeno es igual al volumen de cloro:

Y (H2) \u003d Y (C12) \u003d 16,8 l.

De acuerdo con la ecuación de reacción, durante la electrólisis de 2 mol de cloruro de potasio, se forman 2 mol de hidróxido de potasio, lo que significa que durante la electrólisis de 0,75 mol de cloruro de potasio, se forman 0,75 mol de hidróxido de potasio. Calcular la masa molar del hidróxido de potasio:

M (KOH) \u003d 39 + 16 + 1 - 56 g / mol.

Calcular la masa de hidróxido de potasio:

m(KOH) \u003d v (KOH> M (KOH) \u003d 0,75 mol-56 g / mol \u003d 42 g.

Responder: Se liberaron 16,8 litros de hidrógeno en el cátodo, 16,8 litros de cloro en el ánodo y se formaron 42 g de hidróxido de potasio en la solución.

Tarea 3. Durante la electrólisis de una solución de 19 g de cloruro de metal divalente en el ánodo, se liberaron 8,96 litros de cloro. Determine qué cloruro metálico se sometió a electrólisis. Calcule el volumen de hidrógeno liberado en el cátodo.

Denotamos el metal desconocido M, la fórmula de su cloruro es MC12. En el ánodo, los iones de cloruro se oxidan y se libera cloro. La condición dice que el hidrógeno se libera en el cátodo, por lo tanto, las moléculas de agua se reducen:

2H20 + 2e- = H2 + 2OH|1

2Cl -2e "= C12! 1

Ecuación general de electrólisis:

2Cl + 2H2O \u003d H2 + 2OH "+ C12 (ecuación iónica corta)

La solución también contiene iones M2+, que no cambian durante la reacción. Escribimos la ecuación de reacción iónica completa:

2SG + M2+ + 2H2O = H2 + M2+ + 2OH- + C12

Reescribamos la ecuación de reacción en forma molecular:

MS12 + 2H2O - H2 + M(OH)2 + C12

Encuentre la cantidad de cloro liberado en el ánodo:

Según la ecuación de reacción, durante la electrólisis de 1 mol de cloruro de un metal desconocido, se libera 1 mol de cloro. Si se liberaron 0,4 mol de cloro, entonces se sometieron a electrólisis 0,4 mol de cloruro metálico. Calcular la masa molar del cloruro metálico:

La masa molar del cloruro de un metal desconocido es de 95 g/mol. Hay 35,5"2 = 71 g/mol por dos átomos de cloro. Por lo tanto, la masa molar del metal es 95-71 = 24 g/mol. El magnesio corresponde a esta masa molar.

De acuerdo con la ecuación de reacción, por 1 mol de cloro liberado en el ánodo, se libera 1 mol de hidrógeno en el cátodo. En nuestro caso, se liberaron 0,4 mol de cloro en el ánodo, lo que significa que se liberaron 0,4 mol de hidrógeno en el cátodo. Calcular el volumen de hidrógeno:

V (H2) \u003d v (H2> VM \u003d 0,4 mol \u003d 22,4 l / mol \u003d 8,96 l.

Responder: sometido a solución de electrólisis de cloruro de magnesio; Se liberaron 8,96 litros de hidrógeno en el cátodo.

*Problema 4. Durante la electrólisis de 200 g de una solución de sulfato de potasio con una concentración del 15%, se liberaron en el ánodo 14,56 litros de oxígeno. Calcular la concentración de la solución al final de la electrólisis.

En una solución de sulfato de potasio, las moléculas de agua reaccionan tanto en el cátodo como en el ánodo:

2H20 + 2e "= H2 + 20H-|2

2H2O - 4e "= 4H+ + O2! 1

Pongamos ambas ecuaciones juntas:

6H2O \u003d 2H2 + 4OH "+ 4H ++ O2, o

6H2O \u003d 2H2 + 4H2O + O2, o

2H2O = 2H2 + 02

De hecho, durante la electrólisis de una solución de sulfato de potasio, se produce la electrólisis del agua.

La concentración de un soluto en una solución está determinada por la fórmula:

C=m(soluto) 100% / m(solución)

Para encontrar la concentración de la solución de sulfato de potasio al final de la electrólisis, es necesario conocer la masa de sulfato de potasio y la masa de la solución. La masa de sulfato de potasio no cambia durante la reacción. Calcular la masa de sulfato de potasio en la solución inicial. Denotemos la concentración de la solución inicial como C

m(K2S04) = C2 (K2S04) m(solución) = 0,15 200 g = 30 g.

La masa de la solución cambia durante la electrólisis, ya que parte del agua se convierte en hidrógeno y oxígeno. Calcular la cantidad de oxígeno liberado:

(O 2) \u003d V (O2) / Vm \u003d 14,56 l / 22,4 l / mol \u003d 0,65 mol

De acuerdo con la ecuación de reacción, se forma 1 mol de oxígeno a partir de 2 moles de agua. Suponga que se liberan 0,65 mol de oxígeno durante la descomposición de x mol de agua. Hagamos una proporción:

1,3 mol de agua descompuesta, v(H2O) = 1,3 mol.

Calcular la masa molar del agua:

M(H2O) \u003d 1-2 + 16 \u003d 18 g / mol.

Calcular la masa de agua descompuesta:

m(H2O) \u003d v (H2O> M (H2O) \u003d 1,3 mol * 18 g / mol \u003d 23,4 g.

La masa de la solución de sulfato de potasio disminuyó en 23,4 g y se volvió igual a 200-23,4 = 176,6 g Calculemos ahora la concentración de la solución de sulfato de potasio al final de la electrólisis:

С2 (K2 SO4)=m(K2 SO4) 100% / m(solución)=30g 100% / 176.6g=17%

Responder: la concentración de la solución al final de la electrólisis es del 17%.

* 3 problema 5. Se disolvieron en agua 188,3 g de una mezcla de cloruros de sodio y potasio y se pasó corriente eléctrica a través de la solución resultante. Durante la electrólisis, se liberaron 33,6 litros de hidrógeno en el cátodo. Calcular la composición de la mezcla en porcentaje en peso.

Después de disolver una mezcla de cloruros de potasio y sodio en agua, la solución contiene iones K+, Na+ y Cl-. Ni los iones de potasio ni los iones de sodio se reducen en el cátodo, se reducen las moléculas de agua. Los iones de cloruro se oxidan en el ánodo y se libera cloro:

Reescribamos las ecuaciones en forma molecular:

2KS1 + 2H20 = H2 + C12 + 2KOH

2NaCl + 2H2O = H2 + C12 + 2NaOH

Denotemos la cantidad de sustancia de cloruro de potasio contenida en la mezcla, x mol, y la cantidad de sustancia de cloruro de sodio, y mol. De acuerdo con la ecuación de reacción, durante la electrólisis de 2 mol de cloruro de sodio o potasio, se libera 1 mol de hidrógeno. Por lo tanto, durante la electrólisis se forman x mol de cloruro de potasio, x / 2 o 0,5x mol de hidrógeno, y durante la electrólisis, y mol de cloruro de sodio es 0,5y mol de hidrógeno. Encontremos la cantidad sustancias de hidrógeno, liberado durante la electrólisis de la mezcla:

Hagamos la ecuación: 0.5x + 0.5y \u003d 1.5

Calcule las masas molares de los cloruros de potasio y sodio:

M(KC1) = 39+35,5 = 74,5 g/mol

M (NaCl) \u003d 23 + 35.5 \u003d 58.5 g / mol

Masa x mol de cloruro de potasio es:

m (KCl) \u003d v (KCl) -M (KCl) \u003d x mol-74,5 g / mol \u003d 74,5 x g.

La masa de un mol de cloruro de sodio es:

m (KCl) \u003d v (KCl) -M (KCl) \u003d y mol-74.5 g / mol \u003d 58.5 u g.

La masa de la mezcla es de 188,3 g, hacemos la segunda ecuación:

74,5x + 58,5y = 188,3

Entonces, resolvemos un sistema de dos ecuaciones con dos incógnitas:

0.5(x + y)= 1.5

74,5x + 58,5y = 188,3g

De la primera ecuación, expresamos x:

x + y \u003d 1.5 / 0.5 \u003d 3,

x = 3-y

Sustituyendo este valor de x en la segunda ecuación, obtenemos:

74,5-(3 años) + 58,5 años = 188,3

223,5-74,5 años + 58,5 años = 188,3

-16 años = -35,2

y \u003d 2.2 100% / 188.3g \u003d 31.65%

Calcular fracción de masa cloruro de sodio:

w(NaCl) = 100% - w(KCl) = 68,35%

Responder: la mezcla contiene 31,65% de cloruro de potasio y 68,35% de cloruro de sodio.

Resolviendo problemas químicos
consciente de la ley de Faraday
escuela secundaria

desarrollo del autor

Entre la gran variedad de diversos problemas químicos, como muestra la práctica de la enseñanza en la escuela, las mayores dificultades son causadas por problemas, para cuya solución, además de sólidos conocimientos químicos, se requiere un buen dominio del material. del curso de física. Y aunque no todas las escuelas secundarias prestan atención a resolver al menos los problemas más simples utilizando el conocimiento de dos cursos: química y física, a veces se encuentran problemas de este tipo en los exámenes de ingreso en universidades donde la química es una disciplina principal. Y por lo tanto, sin analizar problemas de este tipo en el aula, un docente puede privar involuntariamente a su alumno de la oportunidad de ingresar a una universidad en una especialidad química.
El desarrollo de este autor contiene más de veinte tareas, de una forma u otra relacionadas con el tema "Electrólisis". Para resolver problemas de este tipo, es necesario no solo tener un buen conocimiento del tema "Electrólisis" curso escolar química, sino también conocer la ley de Faraday, que se estudia en el curso de física escolar.
Quizás esta selección de tareas no sea del interés de absolutamente todos los alumnos de la clase o esté al alcance de todos. No obstante, se recomienda analizar tareas de este tipo con un grupo de alumnos interesados ​​en un círculo o clase optativa. Se puede notar con certeza que las tareas de este tipo son complicadas y al menos no típicas de un curso de química escolar (estamos hablando de un promedio escuela de educacion general), y por lo tanto problemas de este tipo pueden incluirse con seguridad en las variantes de una Olimpiada de química escolar o distrital para los grados 10 u 11.
Tener una solución detallada para cada problema hace que el desarrollo sea una herramienta valiosa, especialmente para los profesores principiantes. Habiendo analizado varias tareas con los estudiantes en una lección opcional o en una lección circular, un maestro creativo seguramente establecerá varias tareas del mismo tipo en casa y utilizará este desarrollo en el proceso de verificación de la tarea, lo que ahorrará significativamente el valioso tiempo del maestro.

Información teórica sobre el problema.

reacciones químicas, que fluye bajo la acción de una corriente eléctrica sobre electrodos colocados en una solución o masa fundida de un electrolito, se denomina electrólisis. Considere un ejemplo.

En un vaso a una temperatura de aproximadamente 700 ° C hay una fusión de cloruro de sodio NaCl, los electrodos se sumergen en él. Antes de pasar una corriente eléctrica a través de la masa fundida, los iones Na + y Cl - se mueven al azar, sin embargo, cuando se aplica una corriente eléctrica, el movimiento de estas partículas se ordena: los iones Na + corren hacia el electrodo cargado negativamente y los iones Cl - - al electrodo cargado positivamente.

Y el Un átomo cargado o grupo de átomos que tiene una carga.

Catión es un ion cargado positivamente.

Anión es un ion cargado negativamente.

Cátodo- un electrodo cargado negativamente (iones cargados positivamente - cationes) se mueve hacia él.

Ánodo- un electrodo cargado positivamente (iones - aniones cargados negativamente) se mueve hacia él.

Electrólisis de cloruro de sodio fundido en electrodos de platino

reacción total:

Electrólisis de una solución acuosa de cloruro de sodio sobre electrodos de carbón

reacción total:

o en forma molecular:

Electrólisis de una solución acuosa de cloruro de cobre (II) sobre electrodos de carbono

reacción total:

A serie electroquímica actividad de los metales, el cobre se encuentra a la derecha del hidrógeno, por lo que el cobre se reducirá en el cátodo y el cloro se oxidará en el ánodo.

Electrólisis de una solución acuosa de sulfato de sodio sobre electrodos de platino

reacción total:

De manera similar, se produce la electrólisis de una solución acuosa de nitrato de potasio (electrodos de platino).

Electrólisis de una solución acuosa de sulfato de zinc sobre electrodos de grafito

reacción total:

Electrólisis de una solución acuosa de nitrato de hierro (III) sobre electrodos de platino

reacción total:

Electrólisis de una solución acuosa de nitrato de plata sobre electrodos de platino

reacción total:

Electrólisis de una solución acuosa de sulfato de aluminio sobre electrodos de platino

reacción total:

Electrólisis de una solución acuosa de sulfato de cobre sobre electrodos de cobre - refinado electroquímico

La concentración de CuSO 4 en la solución permanece constante, el proceso se reduce a la transferencia del material del ánodo al cátodo. Esta es la esencia del proceso de refinación electroquímica (obtención de metal puro).

Al elaborar esquemas para la electrólisis de una sal en particular, debe recordarse que:

– los cationes metálicos que tienen un potencial de electrodo estándar (SEP) más alto que el hidrógeno (desde el cobre hasta el oro inclusive) se reducen casi por completo en el cátodo durante la electrólisis;

– los cationes metálicos con valores SEP pequeños (desde el litio hasta el aluminio inclusive) no se reducen en el cátodo, sino que las moléculas de agua se reducen a hidrógeno;

– los cationes metálicos, cuyos valores SEC son inferiores a los del hidrógeno, pero superiores a los del aluminio (del aluminio al hidrógeno), se reducen simultáneamente con el agua durante la electrólisis en el cátodo;

- si la solución acuosa contiene una mezcla de cationes de varios metales, por ejemplo, Ag +, Cu 2+, Fe 2+, entonces la plata será la primera en reducirse en esta mezcla, luego el cobre y el último hierro;

- en un ánodo insoluble durante la electrólisis, los aniones o las moléculas de agua se oxidan, y los aniones S 2–, I –, Br – , Cl – se oxidan fácilmente;

– si la solución contiene aniones de ácidos que contienen oxígeno , , , , entonces las moléculas de agua se oxidan a oxígeno en el ánodo;

- si el ánodo es soluble, durante la electrólisis él mismo se oxida, es decir, envía electrones al circuito externo: cuando se liberan electrones, el equilibrio entre el electrodo y la solución cambia y el ánodo se disuelve.

Si de toda la serie de procesos de electrodos destacamos solo aquellos que corresponden a la ecuación general

METRO z+ + ze=M,

entonces obtenemos rango de tensión del metal. El hidrógeno también se coloca siempre en esta fila, lo que permite ver qué metales pueden desplazar el hidrógeno de las soluciones acuosas de ácidos y cuáles no (tabla).

Mesa

Una gama de metales de tensión

La ecuacion electrodo proceso	Estándar electrodo potencial en 25 °C, V	La ecuacion electrodo proceso	Estándar electrodo potencial a 25 °C, V
Li + + 1 mi= Li0	–3,045	Co2+ + 2 mi= Co0	–0,277
Rb + + 1 mi= Rb0	–2,925	Ni 2+ + 2 mi= Ni0	–0,250
K++1 mi= K0	–2,925	Sn 2+ + 2 mi= Sn0	–0,136
c + + 1 mi= CS 0	–2,923	Pb 2+ + 2 mi= Pb 0	–0,126
CA 2+ + 2 mi= Ca0	–2,866	Fe 3+ + 3 mi= Fe0	–0,036
na + + 1 mi= Na 0	–2,714	2H++2 mi=H2	0
magnesio 2+ + 2 mi=Mg0	–2,363	Bi 3+ + 3 mi= Bi0	0,215
Al 3+ + 3 mi=Al0	–1,662	2+ + 2 mi= Cu 0	0,337
Ti 2+ + 2 mi= Ti0	–1,628	Cu + +1 mi= Cu 0	0,521
Manganeso 2+ + 2 mi=Mn0	–1,180	Hg 2 2+ + 2 mi= 2Hg0	0,788
Cr 2+ + 2 mi=Cr0	–0,913	Ag + + 1 mi= Ag0	0,799
Zn 2+ + 2 mi= Zn0	–0,763	Hg 2+ + 2 mi= Hg0	0,854
Cr 3+ + 3 mi=Cr0	–0,744	Punto 2+ + 2 mi= Pt0	1,2
Fe 2+ + 2 mi= Fe0	–0,440	Au 3+ + 3 mi= Au 0	1,498
CD 2+ + 2 mi= CD 0	–0,403	Au++1 mi= Au 0	1,691

En una forma más simple, una serie de tensiones metálicas se puede representar de la siguiente manera:

Para resolver la mayoría de los problemas de electrólisis se requiere el conocimiento de la ley de Faraday, cuya fórmula se expresa a continuación:

metro = METRO yo t/(z F),

dónde metro es la masa de la sustancia liberada en el electrodo, F- Número de Faraday, igual a 96 485 A s/mol, o 26,8 A h/mol, METRO es la masa molar del elemento que se reduce durante la electrólisis, t– el tiempo del proceso de electrólisis (en segundos), yo- fuerza actual (en amperios), z es el número de electrones involucrados en el proceso.

Condiciones de la tarea

1. ¿Qué masa de níquel se liberará durante la electrólisis de una solución de nitrato de níquel durante 1 hora a una corriente de 20 A?

2. ¿A qué intensidad de corriente es necesario realizar el proceso de electrólisis de una solución de nitrato de plata para obtener 0,005 kg de metal puro en 10 horas?

3. ¿Qué masa de cobre se liberará durante la electrólisis de un cloruro de cobre (II) fundido durante 2 horas a una corriente de 50 A?

4. ¿Cuánto tiempo se tarda en electrolizar una solución acuosa de sulfato de zinc a una corriente de 120 A para obtener 3,5 g de zinc?

5. ¿Qué masa de hierro se liberará durante la electrólisis de una solución de sulfato de hierro (III) a una corriente de 200 A durante 2 horas?

6. ¿A qué intensidad de corriente es necesario realizar el proceso de electrólisis de una solución de nitrato de cobre (II) para obtener 200 g de metal puro en 15 horas?

7. ¿Durante qué tiempo es necesario realizar el proceso de electrólisis de una masa fundida de cloruro de hierro (II) a una corriente de 30 A para obtener 20 g de hierro puro?

8. ¿A qué intensidad de corriente es necesario realizar el proceso de electrólisis de una solución de nitrato de mercurio (II) para obtener 0,5 kg de metal puro en 1,5 horas?

9. ¿A qué intensidad de corriente es necesario llevar a cabo el proceso de electrólisis de una masa fundida de cloruro de sodio para obtener 100 g de metal puro en 1,5 horas?

10. La masa fundida de cloruro de potasio se sometió a electrólisis durante 2 horas a una corriente de 5 A. El metal resultante reaccionó con agua que pesaba 2 kg. ¿Qué concentración de solución alcalina se obtuvo en este caso?

11. ¿Cuántos gramos de una solución de ácido clorhídrico al 30% se requerirán para una interacción completa con el hierro obtenido por electrólisis de una solución de sulfato de hierro (III) durante 0,5 h a la intensidad actual?
¿10 A?

12. En el proceso de electrólisis de una masa fundida de cloruro de aluminio, realizado durante 245 min a una corriente de 15 A, se obtuvo aluminio puro. ¿Cuántos gramos de hierro se pueden obtener por el método aluminotérmico cuando una masa dada de aluminio interactúa con el óxido de hierro (III)?

13. ¿Cuántos mililitros de una solución de KOH al 12% con una densidad de 1,111 g/ml se necesitarán para reaccionar con el aluminio (con formación de tetrahidroxialuminato de potasio) obtenido por electrólisis de una solución de sulfato de aluminio durante 300 minutos a una corriente de 25 A? ?

14. ¿Cuántos mililitros de una solución de ácido sulfúrico al 20% con una densidad de 1.139 g/ml se requerirán para interactuar con el zinc obtenido por electrólisis de una solución de sulfato de zinc durante 100 minutos a una corriente de 55 A?

15. ¿Qué volumen de óxido nítrico (IV) (n.o.) se obtendrá cuando un exceso de ácido nítrico concentrado caliente reacciona con cromo obtenido por electrólisis de una solución de sulfato de cromo (III) durante 100 minutos a una corriente de 75 A?

16. ¿Qué volumen de óxido nítrico (II) (n.o.) se obtendrá cuando un exceso de solución de ácido nítrico reacciona con cobre obtenido por electrólisis de una masa fundida de cloruro de cobre (II) durante 50 minutos a una intensidad de corriente de 10,5 A?

17. ¿Durante qué tiempo es necesario realizar la electrólisis de una masa fundida de cloruro de hierro (II) a una corriente de 30 A para obtener el hierro necesario para una interacción completa con 100 g de una solución de ácido clorhídrico al 30 %?

18. ¿Durante qué tiempo es necesario realizar la electrólisis de una solución de nitrato de níquel a una corriente de 15 A para obtener el níquel necesario para la interacción completa con 200 g de una solución de ácido sulfúrico al 35% cuando se calienta?

19. La masa fundida de cloruro de sodio se electrolizó a una corriente de 20 A durante 30 minutos y la masa fundida de cloruro de potasio se electrolizó durante 80 minutos a una corriente de 18 A. Ambos metales se disolvieron en 1 kg de agua. Encuentre la concentración de álcalis en la solución resultante.

20. Magnesio obtenido por electrólisis de una masa fundida de cloruro de magnesio durante 200 min a la intensidad actual
10 A, disueltos en 1,5 l de una solución de ácido sulfúrico al 25% con una densidad de 1,178 g/ml. Encuentre la concentración de sulfato de magnesio en la solución resultante.

21. Zinc obtenido por electrólisis de una solución de sulfato de zinc durante 100 min a la intensidad actual

17 A, se disolvió en 1 l de una solución de ácido sulfúrico al 10% con una densidad de 1,066 g/ml. Encuentre la concentración de sulfato de zinc en la solución resultante.

22. El hierro obtenido por electrólisis de una masa fundida de cloruro de hierro (III) durante 70 min a una corriente de 11 A se pulverizó y se sumergió en 300 g de una solución de sulfato de cobre (II) al 18%. Encuentre la masa de cobre precipitado.

23. Magnesio obtenido por electrólisis de una masa fundida de cloruro de magnesio durante 90 minutos a la intensidad actual
17 A, se sumergieron en un exceso de ácido clorhídrico. Encuentre el volumen y la cantidad de hidrógeno liberado (n.o.s.).

24. Una solución de sulfato de aluminio se sometió a electrólisis durante 1 hora a una corriente de 20 A. ¿Cuántos gramos de una solución de ácido clorhídrico al 15 % se necesitarían para una interacción completa con el aluminio resultante?

25. ¿Cuántos litros de oxígeno y aire (N.O.) se requerirán para la combustión completa del magnesio obtenido por electrólisis de una masa fundida de cloruro de magnesio durante 35 minutos a una corriente de 22 A?

Consulte los siguientes números para obtener respuestas y soluciones.

El cual fluye bajo la acción de una corriente eléctrica sobre electrodos sumergidos en una solución o electrolito fundido.

Hay dos tipos de electrodos.

Ánodo oxidación.

Cátodo es el electrodo en el que recuperación. Los aniones tienden al ánodo porque tiene una carga positiva. Los cationes tienden al cátodo, porque está cargado negativamente y, según las leyes de la física, las cargas opuestas se atraen. En cualquier proceso electroquímico, ambos electrodos están presentes. El dispositivo en el que se lleva a cabo la electrólisis se llama electrolizador. Arroz. una.

Las características cuantitativas de la electrólisis se expresan mediante dos leyes de Faraday:

1) La masa de la sustancia liberada en el electrodo es directamente proporcional a la cantidad de electricidad que ha pasado a través del electrolito.

2) Durante la electrólisis de varios compuestos químicos, las mismas cantidades de electricidad emiten masas de sustancias sobre los electrodos, proporcionales a sus equivalentes electroquímicos.

Estas dos leyes se pueden combinar en una ecuación:

dónde metro es la masa de la sustancia liberada, g;

norte es el número de electrones transferidos en el proceso del electrodo;

F es el número de Faraday ( F=96485C/mol)

yo– intensidad de corriente, A;

t– tiempo, s;

METRO es la masa molar de la sustancia liberada, g/mol.

con electrólisis soluciones acuosas Los procesos de electrodos son complicados debido a la competencia de iones (las moléculas de agua también pueden participar en la electrólisis). La recuperación en el cátodo se debe a la posición del metal en una serie de potenciales de electrodo estándar.

Los cationes metálicos, que tienen un potencial de electrodo estándar mayor que el del hidrógeno (de Cu2+ a Au3+), se reducen casi por completo en el cátodo durante la electrólisis. Me n+ + nē →Me Los cationes metálicos con un potencial de electrodo estándar bajo (Li2+ hasta Al3+ inclusive) no se reducen en el cátodo, sino que se reducen las moléculas de agua. 2H2O + 2ē → H2 + 2OH- Los cationes metálicos que tienen un potencial de electrodo estándar menor que el del hidrógeno, pero mayor que el del aluminio (de Mn2+ a H), se reducen simultáneamente con las moléculas de agua durante la electrólisis en el cátodo. Me n+ + nē → Me 2H2O + 2ē → H2 + 2OH- En presencia de varios cationes en la solución, los cationes del metal menos activo se reducen primero en el cátodo.

Ejemplo sulfato de sodio (Na2SO4)

Na2SO4↔ 2Na++ SO42-

cátodo: 2H2O + 2e → H2 + 2OH-

ánodo: 2H2O - 4e → O2 + 4H+

4OH-- 4H+→ 4H2O

por electrólisis se derrite se obtienen muchos metales reactivos. Durante la disociación de la masa fundida de sulfato de sodio, se forman iones de sodio e iones de sulfato.

Na2SO4 → 2Na+ + SO42−

- el sodio se libera en el cátodo:

Na+ + 1e− → Na

– el oxígeno y el óxido de azufre (VI) se liberan en el ánodo:

2SO42− − 4 e− → 2SO3 + О2

- la ecuación iónica total de la reacción (la ecuación del proceso del cátodo se multiplicó por 4)

4 Na+ + 2SO42− → 4 Na 0 + 2SO3 + O2

- reacción total:

4 Na2SO44 Na0 + 2SO3 + O2

Electrólisis de sales fundidas

Para obtener metales altamente activos (sodio, aluminio, magnesio, calcio, etc.), que interactúan fácilmente con el agua, se utiliza la electrólisis de sales u óxidos fundidos:

1. Electrólisis de cloruro de cobre (II) fundido.

Los procesos de electrodos se pueden expresar como semirreacciones:

en el cátodo K(-): Сu 2+ + 2e = Cu 0 - reducción catódica

en el ánodo A (+): 2Cl - - 2e \u003d Cl 2 - oxidación anódica

La reacción global de descomposición electroquímica de una sustancia es la suma de las semirreacciones de dos electrodos, y para el cloruro de cobre se expresa mediante la ecuación:

Cu 2+ + 2 Cl - \u003d Cu + Cl 2

Durante la electrólisis de álcalis y sales de oxoácidos, se libera oxígeno en el ánodo:

4OH - - 4e \u003d 2H 2 O + O 2

2SO 4 2– - 4e \u003d 2SO 3 + O 2

2. Electrólisis de fusión de cloruro de potasio:

Electrólisis de solución

La combinación de reacciones redox que ocurren en los electrodos en soluciones electrolíticas o se derriten cuando una corriente eléctrica pasa a través de ellos se llama electrólisis.

En el cátodo "-" de la fuente de corriente, ocurre el proceso de transferencia de electrones a cationes de una solución o fusión, por lo tanto, el cátodo es un "agente reductor".

En el ánodo "+", los aniones emiten electrones, por lo que el ánodo es un "agente oxidante".

Durante la electrólisis, pueden ocurrir procesos competitivos tanto en el ánodo como en el cátodo.

Cuando la electrólisis se lleva a cabo utilizando un ánodo inerte (no consumible) (por ejemplo, grafito o platino), por regla general, compiten dos procesos oxidativos y dos de reducción:
en el ánodo - oxidación de aniones e iones de hidróxido,
en el cátodo - reducción de cationes e iones de hidrógeno.

Cuando la electrólisis se lleva a cabo usando un ánodo activo (consumible), el proceso se vuelve más complicado y las reacciones en competencia en los electrodos son:
en el ánodo - oxidación de aniones e iones de hidróxido, disolución anódica del metal - el material del ánodo;
en el cátodo: la reducción del catión de sal y los iones de hidrógeno, la reducción de los cationes metálicos obtenidos al disolver el ánodo.

Al elegir el proceso más probable en el ánodo y el cátodo, se debe partir de la posición de que procederá la reacción que requiere el menor consumo de energía. Además, para seleccionar el proceso más probable en el ánodo y el cátodo durante la electrólisis de soluciones salinas con electrodo inerte, se utilizan las siguientes reglas:

1. Los siguientes productos pueden formarse en el ánodo:

a) durante la electrólisis de soluciones que contienen aniones SO 4 2-, NO - 3, PO 4 3-, así como soluciones alcalinas en el ánodo, el agua se oxida y se libera oxígeno;

A + 2H 2 O - 4e - \u003d 4H + + O 2

b) durante la oxidación de los aniones Cl - , Br - , I - se liberan cloro, bromo, yodo, respectivamente;

A + Cl - + e - \u003d Cl 0

2. Los siguientes productos pueden formarse en el cátodo:

a) durante la electrólisis de soluciones salinas que contienen iones ubicados en una serie de voltajes a la izquierda de Al 3+, el agua se reduce en el cátodo y se libera hidrógeno;

K - 2H 2 O + 2e - \u003d H 2 + 2OH -

b) si el ion metálico está ubicado en la serie de voltaje a la derecha del hidrógeno, entonces el metal se libera en el cátodo.

K - Yo n + + ne - \u003d Yo 0

c) durante la electrólisis de soluciones salinas que contienen iones ubicados en una serie de voltajes entre Al+ y H+, pueden ocurrir procesos competitivos tanto de reducción de cationes como de evolución de hidrógeno en el cátodo.

Ejemplo: Electrólisis de una solución acuosa de nitrato de plata sobre electrodos inertes

Disociación de nitrato de plata:

AgNO 3 \u003d Ag ++ NO 3 -

Durante la electrólisis de una solución acuosa de AgNO 3, los iones Ag + se reducen en el cátodo y las moléculas de agua se oxidan en el ánodo:

Cátodo: Ag + + e = A g

Ánodo: 2H 2 O - 4e \u003d 4H + + O 2

Ecuación de resumen: _______________________________________________

4AgNO 3 + 2H 2 O \u003d 4Ag + 4HNO 3 + O 2

Hacer esquemas para la electrólisis de soluciones acuosas: a) sulfato de cobre; b) cloruro de magnesio; c) sulfato de potasio.

En todos los casos, la electrólisis se realiza mediante electrodos de carbono.

Ejemplo: Electrólisis de una solución acuosa de cloruro de cobre sobre electrodos inertes

Disociación de cloruro de cobre:

CuCl 2 ↔ Cu 2+ + 2Cl -

La solución contiene iones Cu 2+ y 2Cl -, que, bajo la acción de una corriente eléctrica, se dirigen a los electrodos correspondientes:

Cátodo - Cu 2+ + 2e = Cu 0

Ánodo + 2Cl - - 2e = Cl 2

_______________________________

CuCl 2 \u003d Cu + Cl 2

El cobre metálico se libera en el cátodo y el cloro gaseoso se libera en el ánodo.

Si, en el ejemplo considerado de electrólisis de una solución de CuCl 2 , se toma una placa de cobre como ánodo, entonces se libera cobre en el cátodo y en el ánodo, donde ocurren los procesos de oxidación, en lugar de descargar iones Cl 0 y liberar cloro. , el ánodo (cobre) se oxida.

En este caso, el ánodo se disuelve y se disuelve en forma de iones Cu 2+.

La electrólisis de CuCl 2 con un ánodo soluble se puede escribir de la siguiente manera:

La electrólisis de soluciones salinas con ánodo soluble se reduce a la oxidación del material del ánodo (su disolución) y va acompañada de la transferencia de metal del ánodo al cátodo. Esta propiedad es ampliamente utilizada en la refinación (purificación) de metales de la contaminación.

Ejemplo: Electrólisis de una solución acuosa de cloruro de magnesio sobre electrodos inertes

Disociación de cloruro de magnesio en solución acuosa:

MgCl 2 ↔ Mg 2+ + 2Cl -

Los iones de magnesio no se pueden reducir en una solución acuosa (el agua se reduce), los iones de cloruro se oxidan.

Esquema de electrólisis:

Ejemplo: Electrólisis de una solución acuosa de sulfato de cobre sobre electrodos inertes

En solución, el sulfato de cobre se disocia en iones:

CuSO 4 \u003d Cu 2+ + SO 4 2-

Los iones de cobre se pueden reducir en el cátodo en una solución acuosa.

Los iones de sulfato en una solución acuosa no se oxidan, por lo que el agua se oxidará en el ánodo.

Esquema de electrólisis:

Electrólisis de una solución acuosa de una sal metálica activa y un ácido que contiene oxígeno (K 2 SO 4) en electrodos inertes

Ejemplo: Disociación de sulfato de potasio en solución acuosa:

K 2 SO 4 \u003d 2K + + SO 4 2-

Los iones de potasio y los iones de sulfato no pueden descargarse en los electrodos en una solución acuosa, por lo tanto, se producirá una reducción en el cátodo y el agua se oxidará en el ánodo.

Esquema de electrólisis:

o, dado que 4H + + 4OH - \u003d 4H 2 O (realizado con agitación),

H 2 O 2 H 2 + O 2

Si se hace pasar una corriente eléctrica a través de una solución acuosa de una sal metálica activa y un ácido que contiene oxígeno, entonces no se descargan ni los cationes metálicos ni los iones del residuo ácido.

El hidrógeno se libera en el cátodo y el oxígeno se libera en el ánodo, y la electrólisis se reduce a la descomposición electrolítica del agua.

Electrólisis de hidróxido de sodio fundido

La electrólisis del agua se realiza siempre en presencia de un electrolito inerte (para aumentar la conductividad eléctrica de un electrolito muy débil, el agua):

ley de Faraday

La dependencia de la cantidad de sustancia formada bajo la acción de una corriente eléctrica con el tiempo, la intensidad de la corriente y la naturaleza del electrolito se puede establecer sobre la base de la ley de Faraday generalizada:

donde m es la masa de la sustancia formada durante la electrólisis (g);

E - masa equivalente de una sustancia (g / mol);

M es la masa molar de la sustancia (g/mol);

n es el número de electrones dados o recibidos;

I - fuerza actual (A); t es la duración del proceso (s);

F - Constante de Faraday que caracteriza la cantidad de electricidad necesaria para liberar 1 masa equivalente de una sustancia (F = 96.500 C/mol = 26,8 Ah/mol).

Hidrólisis de compuestos inorgánicos

La interacción de los iones de sal con el agua, que conduce a la formación de moléculas electrolíticas débiles, se denomina hidrólisis de sal.

Si consideramos una sal como un producto de la neutralización de la base con un ácido, las sales se pueden dividir en cuatro grupos, para cada uno de los cuales la hidrólisis procederá a su manera.

1. Una sal formada por una base fuerte y un ácido fuerte KBr, NaCl, NaNO 3) no sufrirá hidrólisis, ya que en este caso no se forma un electrolito débil. La reacción del medio permanece neutral.

2. En una sal formada por una base débil y un ácido fuerte FeCl 2, NH 4 Cl, Al 2 (SO 4) 3, MgSO 4), el catión se hidroliza:

FeCl2 + HOH → Fe(OH)Cl + HCl

Fe 2+ + 2Cl - + H + + OH - → FeOH + + 2Cl - + H +

Como resultado de la hidrólisis, se forman un electrolito débil, iones H+ y otros iones. pH de la solución< 7 (раствор приобретает кислую реакцию).

3. Una sal formada por una base fuerte y un ácido débil (KClO, K 2 SiO 3 , Na 2 CO 3 , CH 3 COONa) sufre hidrólisis aniónica, lo que resulta en la formación de un electrolito débil, un ion hidróxido y otros iones.

K 2 SiO 3 + HOH → KHSiO 3 + KOH

2K + +SiO 3 2- + H + + OH - → HSiO 3 - + 2K + + OH -

El pH de tales soluciones es > 7 (la solución adquiere una reacción alcalina).

4. Una sal formada por una base débil y un ácido débil (CH 3 COONH 4, (NH 4) 2 CO 3, Al 2 S 3) es hidrolizada tanto por el catión como por el anión. Como resultado, se forman bases y ácidos de baja disociación. El pH de las soluciones de tales sales depende de la fuerza relativa del ácido y la base.

Algoritmo para escribir ecuaciones para las reacciones de hidrólisis de una sal de un ácido débil y una base fuerte

Existen varias opciones para la hidrólisis de sales:

1. Hidrólisis de una sal de un ácido débil y una base fuerte: (CH 3 COONa, KCN, Na 2 CO 3).

Ejemplo 1 Hidrólisis de acetato de sodio.

o CH 3 COO - + Na + + H 2 O ↔ CH 3 COOH + Na + + OH -

CH 3 COO - + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH -

Dado que el ácido acético se disocia débilmente, el ion acetato se une al ion H + y el equilibrio de disociación del agua se desplaza hacia la derecha de acuerdo con el principio de Le Chatelier.

OH - los iones se acumulan en la solución (pH > 7)

Si la sal está formada por un ácido polibásico, entonces la hidrólisis procede por etapas.

Por ejemplo, hidrólisis de carbonatos: Na 2 CO 3

Etapa I: CO 3 2– + H 2 O ↔ HCO 3 – + OH –

Etapa II: HCO 3 - + H 2 O ↔ H 2 CO 3 + OH -

Na2CO3 + H2O \u003d NaHCO3 + NaOH

De importancia práctica suele ser solo el proceso que pasa por la primera etapa, que, por regla general, está limitada cuando se evalúa la hidrólisis de sales.

El equilibrio de hidrólisis en la segunda etapa se desplaza significativamente hacia la izquierda en comparación con el equilibrio de la primera etapa, ya que se forma un electrolito más débil (HCO 3 -) en la primera etapa que en la segunda (H 2 CO 3)

Ejemplo 2 . Hidrólisis de ortofosfato de rubidio.

1. Determinar el tipo de hidrólisis:

Rb3PO4 ↔ 3Rb + + correos 4 3–

El rubidio es un metal alcalino, su hidróxido es una base fuerte, el ácido fosfórico, especialmente en su tercera etapa de disociación, correspondiente a la formación de fosfatos, es un ácido débil.

Se produce la hidrólisis del anión.

PO 3- 4 + H–OH ↔ HPO 2- 4 + OH – .

Productos - iones de hidrofosfato e hidróxido, medio - alcalino.

3. Componemos una ecuación molecular:

Rb 3 PO 4 + H 2 O ↔ Rb 2 HPO 4 + RbOH.

Tenemos una sal ácida - fosfato de hidrógeno de rubidio.

Algoritmo para escribir ecuaciones para las reacciones de hidrólisis de una sal de un ácido fuerte y una base débil

2. Hidrólisis de una sal de un ácido fuerte y una base débil: NH 4 NO 3, AlCl 3, Fe 2 (SO 4) 3.

Ejemplo 1. Hidrólisis de nitrato de amonio.

NH 4 + + NO 3 - + H 2 O ↔ NH 4 OH + NO 3 - + H +

NH 4 + + H 2 O ↔ NH 4 OH + H +

En el caso de un catión de carga múltiple, la hidrólisis se realiza en pasos, por ejemplo:

Etapa I: Cu 2+ + HOH ↔ CuOH + + H +

Etapa II: CuOH + + HOH ↔ Cu(OH) 2 + H +

CuCl 2 + H 2 O \u003d CuOHCl + HCl

En este caso, la concentración de iones de hidrógeno y el pH del medio en la solución también están determinados principalmente por la primera etapa de hidrólisis.

Ejemplo 2 Hidrólisis de sulfato de cobre (II)

1. Determinar el tipo de hidrólisis. En esta etapa, es necesario escribir la ecuación de disociación de la sal:

CuSO4 ↔ cobre 2+ + SO2-4.

Una sal está formada por un catión de una base débil (subrayado) y un anión de un ácido fuerte. La hidrólisis se produce en el catión.

2. Escribimos la ecuación de hidrólisis iónica, determinamos el entorno:

Cu 2+ + H-OH ↔ CuOH + + H + .

Se forman un catión hidroxomeper(II) y un ion hidrógeno, el medio es ácido.

3. Hacemos una ecuación molecular.

Debe tenerse en cuenta que la compilación de tal ecuación es una cierta tarea formal. A partir de partículas positivas y negativas en solución, formamos partículas neutras que solo existen en el papel. En este caso, podemos hacer la fórmula (CuOH) 2 SO 4, pero para ello debemos multiplicar mentalmente nuestra ecuación iónica por dos.

Obtenemos:

2CuSO 4 + 2H 2 O ↔ (CuOH) 2 SO 4 + H 2 SO 4.

Tenga en cuenta que el producto de reacción pertenece al grupo de sales básicas. Los nombres de las sales básicas, así como los nombres de las sales intermedias, deben estar compuestos por los nombres del anión y del catión, en este caso llamaremos a la sal "hidroxomedi(II) sulfato".

Algoritmo para escribir ecuaciones para las reacciones de hidrólisis de una sal de un ácido débil y una base débil

3. Hidrólisis de una sal de un ácido débil y una base débil:

Ejemplo 1 Hidrólisis de acetato amónico.

CH 3 COO - + NH 4 + + H 2 O ↔ CH 3 COOH + NH 4 OH

En este caso, se forman dos compuestos ligeramente disociados y el pH de la solución depende de la fuerza relativa del ácido y la base.

Si los productos de hidrólisis pueden eliminarse de la solución, por ejemplo, en forma de un precipitado o una sustancia gaseosa, entonces la hidrólisis continúa hasta su finalización.

Ejemplo 2 Hidrólisis de sulfuro de aluminio.

Al 2 S 3 + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 + 3H 2 S

2A l 3+ + 3 S 2- + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 (precipitado) + ZH 2 S (gas)

Ejemplo 3 Hidrólisis de Acetato de Aluminio

1. Determinar el tipo de hidrólisis:

Al(CH 3 COO) 3 = Alabama 3+ + 3CH 3 ARRULLO – .

Una sal está formada por un catión de una base débil y aniones de un ácido débil.

2. Escribimos las ecuaciones de hidrólisis iónica, determinamos el entorno:

Al 3+ + H–OH ↔ AlOH 2+ + H + ,

CH 3 COO - + H-OH ↔ CH 3 COOH + OH - .

Teniendo en cuenta que el hidróxido de aluminio es una base muy débil, suponemos que la hidrólisis en el catión procederá en mayor medida que en el anión. Por lo tanto, habrá un exceso de iones de hidrógeno en la solución y el ambiente será ácido.

No intentes hacer aquí la ecuación total de la reacción. Ambas reacciones son reversibles, de ninguna manera conectadas entre sí, y tal suma no tiene sentido.

3 . Componemos la ecuación molecular:

Al (CH 3 COO) 3 + H 2 O \u003d AlOH (CH 3 COO) 2 + CH 3 COOH.

Este es también un ejercicio formal para entrenar en la formulación de sales y su nomenclatura. La sal resultante se llamará acetato de hidroxoaluminio.

Algoritmo para escribir ecuaciones para las reacciones de hidrólisis de una sal de un ácido fuerte y una base fuerte

4. Las sales formadas por un ácido fuerte y una base fuerte no sufren hidrólisis, porque el único compuesto de baja disociación es H 2 O.

La sal de un ácido fuerte y una base fuerte no sufre hidrólisis y la solución es neutra.