Module 2. Processus de base de la chimie et propriétés des substances

Labo #7

Sujet : Électrolyse de solutions aqueuses de sel

par électrolyse appelé processus redox qui se produit sur les électrodes lorsqu'un courant électrique traverse une solution ou la fusion d'un électrolyte.

Lorsqu'un courant électrique constant traverse une solution d'électrolyte ou une masse fondue, les cations se déplacent vers la cathode et les anions se déplacent vers l'anode. Des processus d'oxydo-réduction ont lieu sur les électrodes ; La cathode est un agent réducteur, car elle donne des électrons aux cations, et l'anode est un agent oxydant, car elle accepte les électrons des anions. Les réactions se produisant sur les électrodes dépendent de la composition de l'électrolyte, de la nature du solvant, du matériau des électrodes et du mode de fonctionnement de la cellule.

Chimie du processus d'électrolyse du chlorure de calcium fondu :

CaCl 2 ↔ Ca 2+ + 2Cl -

à la cathode Ca 2+ + 2e → Ca °

à l'anode 2Cl - - 2e → 2C1 ° → C1 2

L'électrolyse d'une solution de sulfate de potassium sur une anode insoluble ressemble schématiquement à ceci :

K 2 SO 4 ↔ 2K + + SO 4 2 -

H 2 O ↔ H + + OH -

à la cathode 2Н + + 2е→2Н°→ Н 2 2

à l'anode 4OH - 4e → O 2 + 4H + 1

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

Objectif: familiarisation avec l'électrolyse des solutions salines.

Appareils et équipements : redresseur de courant électrique, électrolyseur, électrodes de carbone, papier de verre, gobelets, laveuse.

Riz. 1. Dispositif pour effectuer

électrolyse

1 - électrolyseur;

2 - électrodes;

3 fils conducteurs ; Source CC.

Réactifs et solutions : Solutions à 5% de chlorure de cuivre СuС1 2, iodure de potassium KI , hydrogénosulfate de potassium KHSO 4 , sulfate de sodium Na 2 SO 4 , sulfate de cuivre CuSO 4 , sulfate de zinc ZnSO 4 , solution d'hydroxyde de sodium à 20 % NaOH, plaques de cuivre et de nickel, solution de phénolphtaléine, acide nitrique (conc.) HNO 3 , amidon à 1 % , papier de tournesol neutre, solution d'acide sulfurique à 10 % H 2 SO 4 .

Expérience 1. Électrolyse du chlorure de cuivre avec des électrodes insolubles

Remplir l'électrolyseur jusqu'à la moitié du volume avec une solution de chlorure de cuivre à 5 %. Abaissez la tige de graphite dans les deux genoux de l'électrolyseur, fixez-les sans serrer aux segments et au tube en caoutchouc. Connectez les extrémités des électrodes avec des conducteurs à des sources de courant continu. S'il y a une légère odeur de chlore, débranchez immédiatement l'électrolyseur de la source d'alimentation. Que se passe-t-il à la cathode ? Faire des équations de réactions d'électrodes.

Expérience 2. Électrolyse de l'iodure de potassium avec des électrodes insolubles

Remplir la cellule d'électrolyse avec une solution d'iodure de potassium à 5 %, . ajouter 2 gouttes de phénolphtaléine sur chaque genou. Pâte dans chaque coude des électrodes en graphite de l'électrolyseur et les connecter à une source de courant continu.

Dans quel genou et pourquoi la solution s'est-elle colorée ? Ajouter 1 goutte de pâte d'amidon sur chaque genou. Où et pourquoi l'iode est-il libéré ? Faire des équations de réactions d'électrodes. Que se forme-t-il dans l'espace cathodique ?

Expérience 3. Électrolyse du sulfate de sodium avec des électrodes insolubles

Remplir la moitié du volume de l'électrolyseur avec une solution de sulfate de sodium à 5 % et ajouter 2 gouttes de méthyl orange ou de tournesol sur chaque genou. Insérez des électrodes dans les deux genoux et connectez-les à une source de courant continu. Notez vos observations. Pourquoi les solutions d'électrolytes ont-elles pris des couleurs différentes à différentes électrodes ? Faire des équations de réactions d'électrodes. Quels gaz et pourquoi sont libérés sur les électrodes ? Quelle est l'essence du processus d'électrolyse d'une solution aqueuse de sulfate de sodium

ÉLECTROLYSE

L'électrolyse est l'un des moyens d'obtenir des métaux. Les métaux actifs n'existent dans la nature que sous forme de composés chimiques. Comment isoler de ces composés à l'état libre ?

Les solutions et les fondus d'électrolytes conduisent le courant électrique. Cependant, lorsque le courant traverse une solution d'électrolyte, des réactions chimiques peuvent se produire. Considérez ce qui se passera si deux plaques métalliques sont placées dans une solution d'électrolyte ou fondent, chacune étant connectée à l'un des pôles de la source de courant. Ces plaques sont appelées électrodes. Le courant électrique est un flux d'électrons en mouvement. Du fait que les électrons du circuit se déplacent d'une électrode à l'autre, un excès d'électrons apparaît sur l'une des électrodes. Les électrons ont une charge négative, donc cette électrode devient chargée négativement. Elle s'appelle la cathode. Sur l'autre électrode, un manque d'électrons est créé et il est chargé positivement. Cette électrode s'appelle l'anode. Un électrolyte en solution ou en fusion se dissocie en ions chargés positivement - cations et ions chargés négativement - anions. Les cations sont attirés par une électrode chargée négativement - la cathode. Les anions sont attirés par une électrode chargée positivement - l'anode. À la surface des électrodes, une interaction entre les ions et les électrons peut se produire.

L'électrolyse fait référence aux processus qui se produisent lorsqu'un courant électrique traverse des solutions ou des électrolytes fondus.

Les processus se produisant lors de l'électrolyse de solutions et de fusions d'électrolytes sont assez différents. Examinons ces deux cas en détail.

Faire fondre l'électrolyse

A titre d'exemple, considérons l'électrolyse d'une masse fondue de chlorure de sodium. Dans la masse fondue, le chlorure de sodium se dissocie en ions Na+
et Cl - : NaCl = Na + + Cl -

Les cations de sodium se déplacent à la surface d'une électrode chargée négativement - la cathode. Il y a un excès d'électrons à la surface de la cathode. Par conséquent, il y a un transfert d'électrons de la surface de l'électrode vers les ions sodium. Dans le même temps, les ions Na+ sont convertis en atomes de sodium, c'est-à-dire que les cations sont réduits Na+ . Équation de processus :

Na + + e - = Na

Ions chlorure Cl - déplacer à la surface d'une électrode chargée positivement - l'anode. Un manque d'électrons est créé sur la surface de l'anode et les électrons sont transférés des anions Cl- à la surface de l'électrode. Dans le même temps, des ions chargés négativement Cl- sont convertis en atomes de chlore, qui se combinent immédiatement pour former des molécules de chlore C l2 :

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

Les ions chlorure perdent des électrons, c'est-à-dire qu'ils sont oxydés.

Écrivons ensemble les équations des processus se produisant à la cathode et à l'anode

Na + + e - = Na

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

Un électron est impliqué dans le processus de réduction des cations sodium et 2 électrons sont impliqués dans le processus d'oxydation des ions chlore. Cependant, la loi de conservation de la charge électrique doit être respectée, c'est-à-dire que la charge totale de toutes les particules dans la solution doit être constante.Par conséquent, le nombre d'électrons impliqués dans la réduction des cations sodium doit être égal au nombre d'électrons impliqués dans l'oxydation des ions chlorure, on multiplie donc la première équation par 2 :

Na + + e - \u003d Na 2

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

Nous additionnons les deux équations et obtenons l'équation générale de la réaction.

2 Na + + 2C l - \u003d 2 Na + Cl 2 (équation de réaction ionique), ou

2 NaCl \u003d 2 Na + Cl 2 (équation de réaction moléculaire)

Ainsi, dans l'exemple considéré, on voit que l'électrolyse est une réaction redox. A la cathode, la réduction des ions chargés positivement - les cations, à l'anode - l'oxydation des ions chargés négativement - les anions. Pour vous rappeler quel processus se produit où, vous pouvez utiliser la "règle T":

cathode - cation - réduction.

Exemple 2Électrolyse de la soude fondue.

L'hydroxyde de sodium en solution se dissocie en cations et en ions hydroxyde.

Cathodes (-)<-- Na + + OH - à Анод (+)

À la surface de la cathode, les cations sodium sont réduits et des atomes de sodium se forment :

cathode (-) Na + +e à Na

Les ions hydroxyde sont oxydés à la surface de l'anode, tandis que de l'oxygène est libéré et que des molécules d'eau se forment :

cathode (-) Na + + e à Na

anode (+)4 OH - - 4 e à 2 H 2 O + O 2

Le nombre d'électrons impliqués dans la réaction de réduction des cations sodium et dans la réaction d'oxydation des ions hydroxyde doit être le même. Multiplions donc la première équation par 4 :

cathode (-) Na + + e à Na 4

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

En rassemblant les deux équations, nous obtenons l'équation de la réaction d'électrolyse :

4 NaOH à 4 Na + 2 H 2 O + O 2

Exemple 3Considérez l'électrolyse de la masse fondue Al2O3

Grâce à cette réaction, l'aluminium est obtenu à partir de la bauxite, un composé naturel qui contient beaucoup d'oxyde d'aluminium. Le point de fusion de l'oxyde d'aluminium est très élevé (plus de 2000º C), donc des additifs spéciaux y sont ajoutés, abaissant le point de fusion à 800-900º C. Dans la masse fondue, l'oxyde d'aluminium se dissocie en ions Al 3+ et O 2-. H les cations sont réduits à la cathode Al 3+ , se transformant en atomes d'aluminium :

Al +3 et un Al

Les anions sont oxydés à l'anode O 2- transformer en atomes d'oxygène. Les atomes d'oxygène se combinent immédiatement en molécules d'O 2 :

2 O 2- – 4 e à O 2

Le nombre d'électrons impliqués dans la réduction des cations aluminium et l'oxydation des ions oxygène doit être égal, nous multiplions donc la première équation par 4, et la seconde par 3 :

Al 3+ +3 e à Al 0 4

2 O 2- – 4 e à O 2 3

Additionnons les deux équations et obtenons

4 Al 3+ + 6 O 2- a 4 Al 0 +3 O 2 0 (équation de réaction ionique)

2 Al 2 O 3 à 4 Al + 3 O 2

Électrolyse en solution

Dans le cas du passage d'un courant électrique à travers une solution aqueuse d'électrolyte, la question est compliquée par la présence de molécules d'eau dans la solution, qui peuvent également interagir avec des électrons. Rappelons que dans une molécule d'eau, les atomes d'hydrogène et d'oxygène sont reliés par une liaison covalente polaire. L'électronégativité de l'oxygène est supérieure à l'électronégativité de l'hydrogène, de sorte que les paires d'électrons partagés sont décalées vers l'atome d'oxygène. Une charge négative partielle apparaît sur l'atome d'oxygène, elle est notée δ-, et sur les atomes d'hydrogène, elle a une charge positive partielle, elle est notée δ+.

δ+

H-O δ-

│

H δ+

En raison de ce déplacement de charges, la molécule d'eau a des "pôles" positifs et négatifs. Par conséquent, les molécules d'eau peuvent être attirées par un pôle chargé positivement vers une électrode chargée négativement - la cathode, et par un pôle négatif - vers une électrode chargée positivement - l'anode. À la cathode, les molécules d'eau peuvent être réduites et de l'hydrogène est libéré :

L'oxydation des molécules d'eau peut se produire à l'anode avec la libération d'oxygène :

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

Par conséquent, les cations d'électrolyte ou les molécules d'eau peuvent être réduits à la cathode. Ces deux processus semblent se concurrencer. Le processus qui se déroule réellement à la cathode dépend de la nature du métal. La réduction des cations métalliques ou des molécules d'eau à la cathode dépend de la position du métal dans série de contraintes métalliques .

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

Si le métal est dans la série de tension à droite de l'hydrogène, les cations métalliques sont réduits à la cathode et le métal libre est libéré. Si le métal est dans la série de tension à gauche de l'aluminium, les molécules d'eau sont réduites à la cathode et de l'hydrogène est libéré. Enfin, dans le cas des cations métalliques allant du zinc au plomb, un dégagement de métal ou un dégagement d'hydrogène peut se produire, et parfois l'hydrogène et le métal se dégagent simultanément. En général, il s'agit d'un cas assez compliqué, qui dépend beaucoup des conditions de réaction : la concentration de la solution, l'intensité du courant et autres.

L'un des deux processus peut également se produire à l'anode - soit l'oxydation des anions d'électrolyte, soit l'oxydation des molécules d'eau. Le processus qui se déroule réellement dépend de la nature de l'anion. Lors de l'électrolyse des sels d'acides anoxiques ou des acides eux-mêmes, les anions sont oxydés à l'anode. La seule exception est l'ion fluorure F- . Dans le cas des acides contenant de l'oxygène, les molécules d'eau sont oxydées à l'anode et de l'oxygène est libéré.

Exemple 1Regardons l'électrolyse d'une solution aqueuse de chlorure de sodium.

Dans une solution aqueuse de chlorure de sodium, il y aura des cations sodium Na + , anions chlore Cl - et molécules d'eau.

2 NaCl a 2 Na + + 2 Cl -

2Н 2 О à 2 H + + 2 OH -

cathode (-) 2 Na + ; 2H+ ; 2Н + + 2е à Í 0 2

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

2NaCl + 2H 2 O à H 2 + Cl 2 + 2NaOH

Chimique activité anions à peine diminue.

Exemple 2Que faire si le sel contient SO 4 2- ? Considérons l'électrolyse d'une solution de sulfate de nickel ( II ). sulfate de nickel ( II ) se dissocie en ions Ni2+ et SO42- :

NiSO 4 à Ni 2+ + SO 4 2-

H 2 O à H + + OH -

Les cations de nickel sont entre les ions métalliques Al 3+ et Pb 2+ , occupant une position médiane dans la série de tension, le processus de récupération à la cathode se produit selon les deux schémas :

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

Les anions d'acides contenant de l'oxygène ne sont pas oxydés à l'anode ( série d'activités anioniques ), les molécules d'eau sont oxydées :

anode e à O 2 + 4H +

Écrivons ensemble les équations des processus se produisant à la cathode et à l'anode :

cathode (-) Ni 2+ ; H+ ; Ni 2+ + 2 à Ni 0

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

anode (+) SO 4 2- ; OH- ; 2H2O-4 e à O 2 + 4H +

4 électrons sont impliqués dans les processus de réduction et 4 électrons sont également impliqués dans le processus d'oxydation. En rassemblant ces équations, nous obtenons l'équation générale de la réaction :

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

Sur le côté droit de l'équation, il y a simultanément des ions H + et oh- , qui se combinent pour former des molécules d'eau :

H + + OH - à H 2 O

Par conséquent, du côté droit de l'équation, au lieu de 4 ions H + et 2 ions oh- on écrit 2 molécules d'eau et 2 ions H+ :

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

Réduisons deux molécules d'eau des deux côtés de l'équation :

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

C'est une équation ionique courte. Pour obtenir l'équation ionique complète, vous devez ajouter aux deux parties de l'ion sulfate SO 4 2- , formé lors de la dissociation du sulfate de nickel ( II ) et ne participant pas à la réaction :

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

Ainsi, lors de l'électrolyse d'une solution de sulfate de nickel ( II ) de l'hydrogène et du nickel sont libérés à la cathode et de l'oxygène est libéré à l'anode.

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

Exemple 3 Écrivez les équations des processus se produisant lors de l'électrolyse d'une solution aqueuse de sulfate de sodium avec une anode inerte.

Potentiel d'électrode standard du système Na + + e = Na 0 est beaucoup plus négatif que le potentiel de l'électrode à eau en milieu aqueux neutre (-0,41 V), il se produira donc une réduction électrochimique de l'eau sur la cathode, accompagnée d'un dégagement d'hydrogène

2Н 2 О à 2 H + + 2 OH -

et des ions Na + venant à la cathode s'accumulera dans la partie adjacente de la solution (espace cathodique).

À l'anode, une oxydation électrochimique de l'eau se produira, entraînant la libération d'oxygène.

2 H 2 O - 4e à O 2 + 4 H +

car correspondant à ce système potentiel d'électrode standard (1,23 V) est nettement inférieur au potentiel d'électrode standard (2,01 V) qui caractérise le système

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

Ions SO 4 2- se déplaçant vers l'anode pendant l'électrolyse s'accumulera dans l'espace anodique.

En multipliant l'équation du processus cathodique par deux et en l'ajoutant à l'équation du processus anodique, nous obtenons l'équation totale du processus d'électrolyse :

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

Compte tenu du fait que les ions s'accumulent simultanément dans l'espace cathodique et les ions dans l'espace anodique, l'équation globale du processus peut s'écrire sous la forme suivante :

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

Ainsi, simultanément au dégagement d'hydrogène et d'oxygène, de la soude (dans l'espace cathodique) et de l'acide sulfurique (dans l'espace anodique) se forment.

Exemple 4Électrolyse de la solution de sulfate de cuivre ( II) CuSO4.

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

cathode (-) Cu 2+ + 2e à Cu 0 2

anode (+) 2H 2 O - 4 e à O 2 + 4H + 1

Les ions H + restent dans la solution et SO 4 2- , puisque l'acide sulfurique s'accumule.

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

Exemple 5 Électrolyse d'une solution de chlorure de cuivre ( II) CuCl2.

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

cathode (-) Cu 2+ + 2e à Cu 0

anode (+) 2Cl - – 2e à Cl 0 2

Les deux équations impliquent deux électrons.

Cu 2+ + 2e à Cu 0 1

2Cl - -– 2e à Cl 2 1

Cu 2+ + 2 Cl - à Cu 0 + Cl 2 (équation ionique)

CuCl2 à Cu + Cl2 (équation moléculaire)

Exemple 6 Électrolyse d'une solution de nitrate d'argent AgNO3.

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

cathode (-) Ag + + e à Ag 0

anode (+) 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 à 4 Ag 0 + 4 H + + O 2 (équation ionique)

4 AG + + 2 H 2 Oà 4 AG 0 + 4 H + + O 2 + 4 NON 3 - (équation ionique complète)

4 AgNO 3 + 2 H 2 Oà 4 AG 0 + 4 HNO 3 + O 2 (équation moléculaire)

Exemple 7 Électrolyse d'une solution d'acide chlorhydriqueHCl.

Cathodes (-)<-- H + + CL - à anode (+)

cathodique (-) 2H + + 2 eà H 2

anode (+) 2CL - – 2 eà CL 2

2 H + + 2 CL - à H 2 + CL 2 (équation ionique)

2 HClà H 2 + CL 2 (équation moléculaire)

Exemple 8 Électrolyse d'une solution d'acide sulfuriqueH 2 ALORS 4 .

Cathode (-) <-- 2H + + SO 4 2- à anode (+)

cathodique (-)2H+ + 2eà H2

anode(+) 2H 2 O - 4eà O2+4H+

2H+ + 2eà H 2 2

2H2O-4eà O2 + 4H+1

4H+ + 2H2Oà 2H 2 + 4H+ + O 2

2H2Oà 2H2+O2

Exemple 9. Électrolyse de la solution d'hydroxyde de potassiumKOH.

Cathodes (-)<-- K + + Oh - à anode (+)

Les cations de potassium ne seront pas réduits à la cathode, puisque le potassium est dans la série de tension des métaux à gauche de l'aluminium, à la place les molécules d'eau seront réduites :

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

cathode(-)2H2O+2eà H 2 + 2OH - 2

anode(+) 4OH - - 4eà 2H 2 O + O 2 1

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

2 H 2 Oà 2 H 2 + O 2

Exemple 10 Électrolyse de la solution de nitrate de potassiumSAVOIR 3 .

Cathode (-) <-- K + + NO 3 - à anode (+)

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

cathode(-)2H2O+2eà H2 + 2OH-2

anode(+) 2H 2 O - 4eà O2 + 4H+1

4H2O + 2H2Oà 2H2+4OH-+4H++ O2

2H2Oà 2H2+O2

Lorsqu'un courant électrique traverse des solutions d'acides contenant de l'oxygène, d'alcalis et de sels d'acides contenant de l'oxygène avec des métaux appartenant à la série de tension des métaux, à gauche de l'aluminium, une électrolyse de l'eau se produit pratiquement. Dans ce cas, de l'hydrogène est libéré à la cathode et de l'oxygène à l'anode.

Conclusions. Lors de la détermination des produits d'électrolyse de solutions aqueuses d'électrolytes, dans les cas les plus simples, on peut être guidé par les considérations suivantes :

1. Ions métalliques avec une petite valeur algébrique du potentiel standard - deLi + avant deAl 3+ inclusive - ont une très faible tendance à rattacher les électrons, cédant à cet égard aux ionsH + (cm. Série d'activités cationiques). Dans l'électrolyse de solutions aqueuses de composés contenant ces cations, la fonction d'agent oxydant sur la cathode est assurée par des ionsH + , en restituant selon le schéma :

2 H 2 O+ 2 eà H 2 + 2OH -

2. Cations métalliques avec des valeurs positives de potentiels standard (Cu 2+ , AG + , hg 2+ etc.) ont une plus grande tendance à attacher des électrons que des ions. Lors de l'électrolyse de solutions aqueuses de leurs sels, ces cations émettent la fonction d'agent oxydant sur la cathode, tout en se réduisant en métal selon le schéma, par exemple :

Cu 2+ +2 eà Cu 0

3. Lors de l'électrolyse de solutions aqueuses de sels métalliquesZn, Fe, CD, Niet d'autres, occupant une position médiane entre les groupes répertoriés dans la série de tension, le processus de réduction à la cathode se produit selon les deux schémas. La masse du métal libéré ne correspond pas dans ces cas à la quantité de courant électrique circulant, dont une partie est dépensée pour la formation d'hydrogène.

4. Dans les solutions aqueuses d'électrolytes, les anions monoatomiques (CL - , BR - , J - ), des anions contenant de l'oxygène (NON 3 - , ALORS 4 2- , Bon de commande 4 3- et autres), ainsi que les ions hydroxyle de l'eau. Parmi ceux-ci, les ions halogénures ont les propriétés réductrices les plus fortes, à l'exception deF. des ionsOhoccupent une position intermédiaire entre eux et les anions polyatomiques. Par conséquent, lors de l'électrolyse de solutions aqueusesHCl, HBr, HJou leurs sels sur l'anode, les ions halogénures sont oxydés selon le schéma :

2 X - -2 eà X 2 0

Lors de l'électrolyse de solutions aqueuses de sulfates, nitrates, phosphates, etc. la fonction de l'agent réducteur est assurée par les ions, tout en étant oxydé selon le schéma :

4 HOH – 4 eà 2 H 2 O + O 2 + 4 H +

.

Tâches.

O un datcha 1. Lors de l'électrolyse d'une solution de sulfate de cuivre, 48 g de cuivre ont été libérés à la cathode. Trouver le volume de gaz libéré à l'anode et la masse d'acide sulfurique formé dans la solution.

Le sulfate de cuivre en solution ne dissocie aucun des ionsC2+ etS0 4 2 ".

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

Écrivons les équations des processus se produisant à la cathode et à l'anode. Les cations Cu sont réduits à la cathode, l'électrolyse de l'eau se produit à l'anode :

Cu 2+ + 2e- \u003d Cu12

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

Équation générale de l'électrolyse :

2Cu2+ + 2H2O = 2Cu + 4H+ + O2 (équation ionique courte)

Ajoutez aux deux côtés de l'équation 2 ions sulfate chacun, qui se forment lors de la dissociation du sulfate de cuivre, nous obtenons l'équation ionique complète :

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

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

Le gaz libéré à l'anode est de l'oxygène. L'acide sulfurique se forme dans la solution.

La masse molaire du cuivre est de 64 g/mol, on calcule la quantité de substance cuivreuse :

Selon l'équation de réaction, lorsque 2 mol de cuivre sont libérés de l'anode, 1 mol d'oxygène est libéré. 0,75 mol de cuivre a été libéré à la cathode, soit x mol d'oxygène libéré à l'anode. Faisons une proportion:

2/1=0.75/x, x=0.75*1/2=0.375mol

0,375 mol d'oxygène a été libéré à l'anode,

v(O2) = 0,375 mol.

Calculer le volume d'oxygène libéré :

V(O2) \u003d v (O2) "VM \u003d 0,375 mol" 22,4 l / mol \u003d 8,4 l

Selon l'équation de réaction, lorsque 2 mol de cuivre sont libérés à la cathode, 2 mol d'acide sulfurique se forment dans la solution, ce qui signifie que si 0,75 mol de cuivre est libéré à la cathode, alors 0,75 mol d'acide sulfurique se forme dans la solution, v (H2SO4) = 0,75 mol . Calculer la masse molaire de l'acide sulfurique :

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

Calculer la masse d'acide sulfurique :

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

Réponse: 8,4 litres d'oxygène ont été libérés à l'anode ; 73,5 g d'acide sulfurique se sont formés dans la solution

Tâche 2. Trouver le volume de gaz libéré à la cathode et à l'anode lors de l'électrolyse d'une solution aqueuse contenant 111,75 g de chlorure de potassium. Quelle substance se forme en solution ? Trouvez sa masse.

Le chlorure de potassium en solution se dissocie en ions K+ et Cl :

2KS1 \u003d K + + Cl

Les ions potassium ne sont pas réduits à la cathode, mais plutôt les molécules d'eau. Les ions chlorure sont oxydés à l'anode et le chlore est libéré :

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

2SG-2e "= C12|1

Équation générale de l'électrolyse :

2CHl + 2H2O \u003d H2 + 2OH "+ C12 (équation ionique courte) La solution contient également des ions K + formés lors de la dissociation du chlorure de potassium et ne participant pas à la réaction :

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

Réécrivons l'équation sous forme moléculaire :

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

De l'hydrogène est libéré à la cathode, du chlore est libéré à l'anode et de l'hydroxyde de potassium se forme en solution.

La solution contenait 111,75 g de chlorure de potassium.

Calculer la masse molaire du chlorure de potassium :

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

Calculez la quantité de chlorure de potassium:

Selon l'équation de réaction, l'électrolyse de 2 mol de chlorure de potassium libère 1 mol de chlore. Laissez l'électrolyse de 1,5 mol de chlorure de potassium libérer x mol de chlore. Faisons une proportion:

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

0,75 mol de chlore sera libéré, v (C! 2) \u003d 0,75 mol. Selon l'équation de réaction, lorsque 1 mol de chlore est libéré à l'anode, 1 mol d'hydrogène est libéré à la cathode. Par conséquent, si 0,75 mol de chlore est libéré à l'anode, alors 0,75 mol d'hydrogène est libéré à la cathode, v(H2) = 0,75 mol.

Calculons le volume de chlore dégagé à l'anode :

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

Le volume d'hydrogène est égal au volume de chlore :

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

Selon l'équation de réaction, lors de l'électrolyse de 2 mol de chlorure de potassium, 2 mol d'hydroxyde de potassium se forment, ce qui signifie que lors de l'électrolyse de 0,75 mol de chlorure de potassium, 0,75 mol d'hydroxyde de potassium se forme. Calculer la masse molaire d'hydroxyde de potassium :

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

Calculer la masse d'hydroxyde de potassium :

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

Réponse: 16,8 litres d'hydrogène ont été libérés à la cathode, 16,8 litres de chlore ont été libérés à l'anode et 42 g d'hydroxyde de potassium se sont formés dans la solution.

Tâche 3. Lors de l'électrolyse d'une solution de 19 g de chlorure de métal divalent à l'anode, 8,96 litres de chlore ont été libérés. Déterminez quel chlorure métallique a été soumis à l'électrolyse. Calculer le volume d'hydrogène libéré à la cathode.

On note le métal inconnu M, la formule de son chlorure est MC12. A l'anode, les ions chlorure sont oxydés et le chlore est libéré. La condition indique que l'hydrogène est libéré à la cathode, par conséquent, les molécules d'eau sont réduites :

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

2Cl -2e " = C12! 1

Équation générale de l'électrolyse :

2Cl + 2H2O \u003d H2 + 2OH "+ C12 (équation ionique courte)

La solution contient également des ions M2+, qui ne changent pas pendant la réaction. Nous écrivons l'équation complète de la réaction ionique :

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

Réécrivons l'équation de réaction sous forme moléculaire :

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

Trouver la quantité de chlore libérée à l'anode :

Selon l'équation de réaction, lors de l'électrolyse de 1 mol de chlorure d'un métal inconnu, 1 mol de chlore est libéré. Si 0,4 mol de chlore était libéré, alors 0,4 mol de chlorure métallique était soumis à l'électrolyse. Calculer la masse molaire du chlorure métallique :

La masse molaire du chlorure d'un métal inconnu est de 95 g/mol. Il y a 35,5"2 = 71 g/mol pour deux atomes de chlore. Par conséquent, la masse molaire du métal est de 95-71 = 24 g/mol. Le magnésium correspond à cette masse molaire.

Selon l'équation de la réaction, pour 1 mole de chlore libéré à l'anode, il y a 1 mole d'hydrogène libéré à la cathode. Dans notre cas, 0,4 mol de chlore a été libéré à l'anode, ce qui signifie que 0,4 mol d'hydrogène a été libéré à la cathode. Calculer le volume d'hydrogène :

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

Réponse: soumis à une solution d'électrolyse de chlorure de magnésium; 8,96 litres d'hydrogène ont été libérés à la cathode.

*Problème 4. Lors de l'électrolyse de 200 g d'une solution de sulfate de potassium à 15 %, 14,56 litres d'oxygène ont été libérés à l'anode. Calculer la concentration de la solution à la fin de l'électrolyse.

Dans une solution de sulfate de potassium, les molécules d'eau réagissent à la fois à la cathode et à l'anode :

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

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

Assemblons les deux équations :

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

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

2H2O = 2H2 + 02

En effet, lors de l'électrolyse d'une solution de sulfate de potassium, l'électrolyse de l'eau se produit.

La concentration d'un soluté dans une solution est déterminée par la formule :

C=m(soluté) 100% / m(solution)

Pour connaître la concentration de la solution de sulfate de potassium à la fin de l'électrolyse, il est nécessaire de connaître la masse de sulfate de potassium et la masse de la solution. La masse de sulfate de potassium ne change pas au cours de la réaction. Calculer la masse de sulfate de potassium dans la solution initiale. Notons la concentration de la solution initiale par C

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

La masse de la solution change au cours de l'électrolyse, car une partie de l'eau est convertie en hydrogène et en oxygène. Calculer la quantité d'oxygène libéré :

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

Selon l'équation de réaction, 1 mole d'oxygène est formée à partir de 2 moles d'eau. Soit 0,65 mol d'oxygène libéré lors de la décomposition de x mol d'eau. Faisons une proportion:

1,3 mol d'eau décomposée, v(H2O) = 1,3 mol.

Calculer la masse molaire de l'eau :

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

Calculer la masse d'eau décomposée :

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

La masse de la solution de sulfate de potassium a diminué de 23,4 g et est devenue égale à 200-23,4 = 176,6 g Calculons maintenant la concentration de la solution de sulfate de potassium à la fin de l'électrolyse :

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

Réponse: la concentration de la solution en fin d'électrolyse est de 17 %.

* 3 problème 5. 188,3 g d'un mélange de chlorures de sodium et de potassium ont été dissous dans de l'eau et un courant électrique a été passé à travers la solution résultante. Lors de l'électrolyse, 33,6 litres d'hydrogène ont été libérés à la cathode. Calculer la composition du mélange en pourcentage en poids.

Après dissolution d'un mélange de chlorures de potassium et de sodium dans l'eau, la solution contient des ions K+, Na+ et Cl-. Ni les ions potassium ni les ions sodium ne sont réduits à la cathode, les molécules d'eau sont réduites. Les ions chlorure sont oxydés à l'anode et le chlore est libéré :

Réécrivons les équations sous forme moléculaire :

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

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

Désignons la quantité de substance chlorure de potassium contenue dans le mélange, x mol, et la quantité de substance chlorure de sodium, y mol. Selon l'équation de réaction, lors de l'électrolyse de 2 mol de chlorure de sodium ou de potassium, 1 mol d'hydrogène est libéré. Par conséquent, lors de l'électrolyse x mol de chlorure de potassium, x / 2 ou 0,5x mol d'hydrogène se forme, et lors de l'électrolyse, y mol de chlorure de sodium correspond à 0,5y mol d'hydrogène. Trouvons la quantité substances hydrogène, libéré lors de l'électrolyse du mélange :

Faisons l'équation: 0,5x + 0,5y \u003d 1,5

Calculer les masses molaires des chlorures de potassium et de sodium :

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

M (NaCl) \u003d 23 + 35,5 \u003d 58,5 g / mol

La masse x mole de chlorure de potassium est :

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

La masse d'une mole de chlorure de sodium est :

m (KCl) \u003d v (KCl) -M (KCl) \u003d y mol-74,5 g / mol \u003d 58,5 u g.

La masse du mélange est de 188,3 g, on fait la seconde équation :

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

On résout donc un système de deux équations à deux inconnues :

0,5(x + y)= 1,5

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

A partir de la première équation, on exprime x :

x + y \u003d 1,5 / 0,5 \u003d 3,

x = 3-y

En substituant cette valeur de x dans la seconde équation, on obtient :

74,5-(3-a) + 58,5a = 188,3

223,5-74,5a + 58,5a = 188,3

-16a = -35,2

y \u003d 2,2 100% / 188,3g \u003d 31,65%

Calculer fraction massique chlorure de sodium:

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

Réponse: le mélange contient 31,65 % de chlorure de potassium et 68,35 % de chlorure de sodium.

Résolution de problèmes chimiques
connaissant la loi de Faraday
lycée

Développement de l'auteur

Parmi la grande variété de divers problèmes chimiques, comme le montre la pratique de l'enseignement à l'école, les plus grandes difficultés sont causées par des problèmes, pour la solution desquels, en plus de solides connaissances en chimie, il est nécessaire d'avoir une bonne maîtrise du matériau du cours de physique. Et bien que toutes les écoles secondaires ne prêtent pas attention à résoudre au moins les problèmes les plus simples en utilisant les connaissances de deux cours - la chimie et la physique, des problèmes de ce type se retrouvent parfois aux examens d'entrée dans les universités où la chimie est une discipline majeure. Et donc, sans analyser des problèmes de ce type en classe, un enseignant peut involontairement priver son élève de la possibilité d'entrer à l'université dans une spécialité chimique.
Le développement de cet auteur contient plus de vingt tâches, d'une manière ou d'une autre liées au sujet "Électrolyse". Pour résoudre des problèmes de ce type, il faut non seulement avoir une bonne connaissance du sujet "Électrolyse" cours d'école chimie, mais aussi de connaître la loi de Faraday, qui est étudiée dans le cours de physique de l'école.
Peut-être que cette sélection de tâches n'intéressera pas absolument tous les élèves de la classe ou est accessible à tous. Néanmoins, il est recommandé d'analyser les tâches de ce type avec un groupe d'étudiants intéressés dans un cercle ou une classe facultative. On peut constater avec certitude que des tâches de ce type sont compliquées et du moins pas typiques d'un cours de chimie scolaire (on parle d'une moyenne école d'enseignement général), et par conséquent, les problèmes de ce type peuvent être inclus en toute sécurité dans les variantes d'une Olympiade de chimie scolaire ou de district pour les 10e ou 11e années.
Avoir une solution détaillée pour chaque problème fait du développement un outil précieux, en particulier pour les enseignants débutants. Après avoir analysé plusieurs tâches avec des élèves dans une leçon facultative ou une leçon en cercle, un enseignant créatif définira certainement plusieurs tâches du même type à la maison et utilisera ce développement dans le processus de vérification des devoirs, ce qui fera gagner un temps précieux à l'enseignant.

Informations théoriques sur le problème

réactions chimiques, circulant sous l'action d'un courant électrique sur des électrodes placées dans une solution ou en fusion d'un électrolyte, est appelée électrolyse. Prenons un exemple.

Dans un verre à une température d'environ 700 ° C, il y a une masse fondue de chlorure de sodium NaCl, les électrodes y sont immergées. Avant de faire passer un courant électrique à travers la masse fondue, les ions Na + et Cl - se déplacent de manière aléatoire, cependant, lorsqu'un courant électrique est appliqué, le mouvement de ces particules devient ordonné : les ions Na + se précipitent vers l'électrode chargée négativement, et les ions Cl - - à l'électrode chargée positivement.

Et il Un atome chargé ou un groupe d'atomes qui a une charge.

Cation est un ion chargé positivement.

Anion est un ion chargé négativement.

Cathode- une électrode chargée négativement (ions chargés positivement - cations) se dirige vers elle.

Anode- une électrode chargée positivement (ions chargés négativement - anions) se dirige vers elle.

Électrolyse du chlorure de sodium fondu sur des électrodes de platine

Réaction totale :

Electrolyse d'une solution aqueuse de chlorure de sodium sur des électrodes en carbone

Réaction totale :

ou sous forme moléculaire :

Électrolyse d'une solution aqueuse de chlorure de cuivre(II) sur des électrodes en carbone

Réaction totale :

À série électrochimique activité des métaux, le cuivre est situé à droite de l'hydrogène, donc le cuivre sera réduit à la cathode, et le chlore sera oxydé à l'anode.

Electrolyse d'une solution aqueuse de sulfate de sodium sur des électrodes de platine

Réaction totale :

De même, l'électrolyse d'une solution aqueuse de nitrate de potassium se produit (électrodes de platine).

Electrolyse d'une solution aqueuse de sulfate de zinc sur des électrodes en graphite

Réaction totale :

Électrolyse d'une solution aqueuse de nitrate de fer(III) sur des électrodes de platine

Réaction totale :

Electrolyse d'une solution aqueuse de nitrate d'argent sur des électrodes de platine

Réaction totale :

Electrolyse d'une solution aqueuse de sulfate d'aluminium sur des électrodes de platine

Réaction totale :

Electrolyse d'une solution aqueuse de sulfate de cuivre sur des électrodes de cuivre - affinage électrochimique

La concentration de CuSO 4 dans la solution reste constante, le processus se réduit au transfert du matériau de l'anode vers la cathode. C'est l'essence même du processus d'affinage électrochimique (obtention de métal pur).

Lors de l'élaboration de schémas d'électrolyse d'un sel particulier, il convient de rappeler que:

– les cations métalliques ayant un potentiel d'électrode standard (SEP) plus élevé que l'hydrogène (du cuivre à l'or inclus) sont presque complètement réduits à la cathode lors de l'électrolyse ;

– les cations métalliques avec de petites valeurs SEP (du lithium à l'aluminium inclus) ne sont pas réduits à la cathode, mais à la place les molécules d'eau sont réduites en hydrogène ;

– les cations métalliques, dont les valeurs SEC sont inférieures à celles de l'hydrogène, mais supérieures à celles de l'aluminium (de l'aluminium à l'hydrogène), sont réduites simultanément avec l'eau lors de l'électrolyse à la cathode ;

- si la solution aqueuse contient un mélange de cations de divers métaux, par exemple, Ag+, Cu 2+, Fe 2+, alors l'argent sera le premier à être réduit dans ce mélange, puis le cuivre, et le dernier le fer ;

- sur une anode insoluble lors de l'électrolyse, les anions ou les molécules d'eau sont oxydés, et les anions S 2–, I –, Br – , Cl – sont facilement oxydés ;

– si la solution contient des anions d'acides contenant de l'oxygène , , , , alors les molécules d'eau sont oxydées en oxygène à l'anode ;

- si l'anode est soluble, alors au cours de l'électrolyse elle subit elle-même une oxydation, c'est-à-dire qu'elle envoie des électrons vers le circuit extérieur : lorsque des électrons sont libérés, l'équilibre entre l'électrode et la solution est déplacé et l'anode se dissout.

Si de toute la série des processus d'électrodes nous ne retenons que ceux qui correspondent à l'équation générale

M z+ + ze= M,

alors on obtient plage de contrainte du métal. L'hydrogène est également toujours placé dans cette rangée, ce qui permet de voir quels métaux sont capables de déplacer l'hydrogène des solutions aqueuses d'acides, et lesquels ne le sont pas (tableau).

Table

Une gamme de métaux sous contrainte

L'équation électrode traiter	Standard électrode potentiel à 25 °С, V	L'équation électrode traiter	Standard électrode potentiel à 25 °C, V
Li + + 1 e= Li0	–3,045	Co2+ + 2 e= Co0	–0,277
Rb + + 1 e= Rb0	–2,925	Ni2+ + 2 e= Ni0	–0,250
K++1 e= K0	–2,925	Sn 2+ + 2 e= Sn0	–0,136
Cs + + 1 e= Cs 0	–2,923	Pb 2+ + 2 e= Pb 0	–0,126
Ca 2+ + 2 e= Ca0	–2,866	Fe 3+ + 3 e= Fe0	–0,036
Na + + 1 e= Na 0	–2,714	2H++2 e=H2	0
Mg 2+ + 2 e=Mg0	–2,363	Bi 3+ + 3 e= Bi0	0,215
Al 3+ + 3 e=Al0	–1,662	Cu 2+ + 2 e= Cu 0	0,337
Ti 2+ + 2 e= Ti0	–1,628	Cu + +1 e= Cu 0	0,521
Mn 2+ + 2 e=Mn0	–1,180	Hg 2 2+ + 2 e= 2Hg0	0,788
Cr 2+ + 2 e=Cr0	–0,913	Ag + + 1 e= Ag0	0,799
Zn 2+ + 2 e= Zn0	–0,763	Hg 2+ + 2 e= Hg0	0,854
Cr 3+ + 3 e=Cr0	–0,744	Pt 2+ + 2 e= Pt0	1,2
Fe 2+ + 2 e= Fe0	–0,440	Au 3+ + 3 e= Au 0	1,498
CD 2+ + 2 e= CD 0	–0,403	Au++1 e= Au 0	1,691

Sous une forme plus simple, une série de contraintes métalliques peut être représentée comme suit :

Pour résoudre la plupart des problèmes d'électrolyse, il est nécessaire de connaître la loi de Faraday dont l'expression formule est donnée ci-dessous :

m = M je t/(z F),

où m est la masse de la substance libérée sur l'électrode, F- nombre de Faraday, égal à 96 485 A s/mol, soit 26,8 A h/mol, M est la masse molaire de l'élément qui est réduite lors de l'électrolyse, t– le temps du processus d'électrolyse (en secondes), je- intensité du courant (en ampères), z est le nombre d'électrons impliqués dans le processus.

Conditions de la tâche

1. Quelle masse de nickel sera libérée lors de l'électrolyse d'une solution de nitrate de nickel pendant 1 heure sous un courant de 20 A ?

2. À quelle intensité de courant faut-il effectuer le processus d'électrolyse d'une solution de nitrate d'argent pour obtenir 0,005 kg de métal pur en 10 heures ?

3. Quelle masse de cuivre sera libérée lors de l'électrolyse d'un bain de chlorure de cuivre (II) pendant 2 heures à un courant de 50 A ?

4. Combien de temps faut-il pour électrolyser une solution aqueuse de sulfate de zinc à un courant de 120 A pour obtenir 3,5 g de zinc ?

5. Quelle masse de fer sera libérée lors de l'électrolyse d'une solution de sulfate de fer(III) à un courant de 200 A pendant 2 heures ?

6. À quelle intensité de courant faut-il effectuer le processus d'électrolyse d'une solution de nitrate de cuivre (II) pour obtenir 200 g de métal pur en 15 heures ?

7. Pendant combien de temps faut-il effectuer le processus d'électrolyse d'une masse fondue de chlorure de fer (II) à un courant de 30 A pour obtenir 20 g de fer pur ?

8. À quelle intensité de courant faut-il effectuer le processus d'électrolyse d'une solution de nitrate de mercure (II) pour obtenir 0,5 kg de métal pur en 1,5 heure ?

9. À quelle intensité de courant faut-il effectuer le processus d'électrolyse d'une masse fondue de chlorure de sodium pour obtenir 100 g de métal pur en 1,5 heure ?

10. La masse fondue de chlorure de potassium a été soumise à une électrolyse pendant 2 heures à un courant de 5 A. Le métal résultant a réagi avec de l'eau pesant 2 kg. Quelle concentration de solution alcaline a été obtenue dans ce cas ?

11. Combien de grammes d'une solution d'acide chlorhydrique à 30 % seront nécessaires pour une interaction complète avec le fer obtenu par électrolyse d'une solution de sulfate de fer (III) pendant 0,5 h à l'intensité du courant
10 A ?

12. Dans le processus d'électrolyse d'une masse fondue de chlorure d'aluminium, effectué pendant 245 min à un courant de 15 A, de l'aluminium pur a été obtenu. Combien de grammes de fer peut-on obtenir par la méthode aluminothermique lorsqu'une masse donnée d'aluminium interagit avec l'oxyde de fer(III) ?

13. Combien de millilitres d'une solution à 12% de KOH d'une densité de 1,111 g/ml seront nécessaires pour réagir avec l'aluminium (avec formation de tétrahydroxyaluminate de potassium) obtenu par électrolyse d'une solution de sulfate d'aluminium pendant 300 minutes à un courant de 25 A ?

14. Combien de millilitres d'une solution d'acide sulfurique à 20 % d'une densité de 1,139 g/ml seront nécessaires pour interagir avec du zinc obtenu par électrolyse d'une solution de sulfate de zinc pendant 100 minutes à un courant de 55 A ?

15. Quel volume d'oxyde nitrique (IV) (n.o.) sera obtenu lorsqu'un excès d'acide nitrique concentré chaud réagit avec du chrome obtenu par électrolyse d'une solution de sulfate de chrome (III) pendant 100 minutes à un courant de 75 A ?

16. Quel volume d'oxyde nitrique (II) (n.o.) sera obtenu lorsqu'un excès de solution d'acide nitrique réagit avec du cuivre obtenu par électrolyse d'une masse fondue de chlorure de cuivre(II) pendant 50 minutes à une intensité de courant de 10,5 A ?

17. Pendant combien de temps faut-il effectuer l'électrolyse d'une masse fondue de chlorure de fer (II) sous un courant de 30 A pour obtenir le fer nécessaire à une interaction complète avec 100 g d'une solution d'acide chlorhydrique à 30 % ?

18. Pendant combien de temps faut-il réaliser l'électrolyse d'une solution de nitrate de nickel sous un courant de 15 A pour obtenir le nickel nécessaire à une interaction complète avec 200 g d'une solution d'acide sulfurique à 35 % chauffée ?

19. La masse fondue de chlorure de sodium a été électrolysée à un courant de 20 A pendant 30 minutes, et la masse fondue de chlorure de potassium a été électrolysée pendant 80 minutes à un courant de 18 A. Les deux métaux ont été dissous dans 1 kg d'eau. Trouvez la concentration d'alcalis dans la solution résultante.

20. Magnésium obtenu par électrolyse d'une masse fondue de chlorure de magnésium pendant 200 min à l'intensité du courant
10 A, dissous dans 1,5 l d'une solution d'acide sulfurique à 25 % de densité 1,178 g/ml. Trouver la concentration de sulfate de magnésium dans la solution résultante.

21. Zinc obtenu par électrolyse d'une solution de sulfate de zinc pendant 100 min à l'intensité du courant

17 A, a été dissous dans 1 l d'une solution d'acide sulfurique à 10 % de densité 1,066 g/ml. Trouver la concentration de sulfate de zinc dans la solution résultante.

22. Le fer obtenu par électrolyse d'une masse fondue de chlorure de fer (III) pendant 70 min à un courant de 11 A a été réduit en poudre et immergé dans 300 g d'une solution de sulfate de cuivre (II) à 18 %. Trouver la masse de cuivre précipité.

23. Magnésium obtenu par électrolyse d'une masse fondue de chlorure de magnésium pendant 90 minutes à l'intensité du courant
17 A, ont été plongés dans un excès d'acide chlorhydrique. Trouvez le volume et la quantité d'hydrogène libéré (n.o.s.).

24. Une solution de sulfate d'aluminium a été soumise à une électrolyse pendant 1 heure à un courant de 20 A. Combien de grammes d'une solution d'acide chlorhydrique à 15 % seraient nécessaires pour une interaction complète avec l'aluminium résultant ?

25. Combien de litres d'oxygène et d'air (N.O.) seront nécessaires pour la combustion complète du magnésium obtenu par électrolyse d'un chlorure de magnésium fondu pendant 35 minutes à un courant de 22 A ?

Voir les numéros suivants pour les réponses et les solutions

Qui circule sous l'action d'un courant électrique sur des électrodes immergées dans une solution ou un électrolyte fondu.

Il existe deux types d'électrodes.

Anode oxydation.

Cathode est l'électrode à laquelle récupération. Les anions tendent vers l'anode car elle a une charge positive. Les cations tendent vers la cathode, car elle est chargée négativement et, selon les lois de la physique, les charges opposées s'attirent. Dans tout processus électrochimique, les deux électrodes sont présentes. L'appareil dans lequel l'électrolyse est effectuée s'appelle un électrolyseur. Riz. une.

Les caractéristiques quantitatives de l'électrolyse sont exprimées par deux lois de Faraday :

1) La masse de la substance libérée sur l'électrode est directement proportionnelle à la quantité d'électricité qui a traversé l'électrolyte.

2) Lors de l'électrolyse de divers composés chimiques, les mêmes quantités d'électricité émettent sur les électrodes des masses de substances proportionnelles à leurs équivalents électrochimiques.

Ces deux lois peuvent être combinées en une seule équation :

où m est la masse de la substance libérée, g ;

n est le nombre d'électrons transférés dans le processus d'électrode ;

F est le nombre de Faraday ( F=96485 C/mole)

je– intensité actuelle, A;

t– temps, s;

M est la masse molaire de la substance libérée, g/mol.

Avec électrolyse solutions aqueuses les processus d'électrode sont compliqués en raison de la compétition des ions (les molécules d'eau peuvent également participer à l'électrolyse). La récupération à la cathode est due à la position du métal dans une série de potentiels d'électrode standard.

Les cations métalliques, qui ont un potentiel d'électrode standard supérieur à celui de l'hydrogène (de Cu2+ à Au3+), sont presque complètement réduits à la cathode lors de l'électrolyse. Me n+ + nē →Me Les cations métalliques avec un faible potentiel d'électrode standard (Li2+ jusqu'à Al3+ inclus) ne sont pas réduits à la cathode, mais les molécules d'eau sont réduites à la place. 2H2O + 2ē → H2 + 2OH- Les cations métalliques qui ont un potentiel d'électrode standard inférieur à celui de l'hydrogène, mais supérieur à celui de l'aluminium (de Mn2+ à H), sont réduits simultanément avec les molécules d'eau lors de l'électrolyse à la cathode. Me n+ + nē → Me 2H2O + 2ē → H2 + 2OH- En présence de plusieurs cations dans la solution, les cations du métal le moins actif se réduisent d'abord sur la cathode.

Exemple sulfate de sodium (Na2SO4)

Na2SO4↔ 2Na++ SO42-

cathode : 2H2O + 2e → H2 + 2OH-

anode : 2H2O - 4e → O2 + 4H+

4OH-- 4H+→ 4H2O

par électrolyse fond de nombreux métaux réactifs sont obtenus. Lors de la dissociation de la masse fondue de sulfate de sodium, des ions sodium et des ions sulfate se forment.

Na2SO4 → 2Na+ + SO42−

- le sodium est libéré à la cathode :

Na+ + 1e− → Na

– de l'oxygène et de l'oxyde de soufre (VI) sont libérés à l'anode :

2SO42− − 4 e− → 2SO3 + О2

- l'équation ionique totale de la réaction (l'équation du processus cathodique a été multipliée par 4)

4 Na+ + 2SO42− → 4 Na0 + 2SO3 + O2

- réaction totale :

4 Na2SO44 Na0 + 2SO3 + O2

Électrolyse des sels fondus

Pour obtenir des métaux très actifs (sodium, aluminium, magnésium, calcium, etc.), qui interagissent facilement avec l'eau, on utilise l'électrolyse de sels ou d'oxydes fondus :

1. Électrolyse du chlorure de cuivre (II) fondu.

Les processus d'électrode peuvent être exprimés sous forme de demi-réactions :

à la cathode K(-): Сu 2+ + 2e = Cu 0 - réduction cathodique

à l'anode A (+): 2Cl - - 2e \u003d Cl 2 - oxydation anodique

La réaction globale de la décomposition électrochimique d'une substance est la somme de deux demi-réactions d'électrode, et pour le chlorure de cuivre, elle est exprimée par l'équation :

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

Lors de l'électrolyse des alcalis et des sels d'acides oxo, de l'oxygène est libéré à l'anode :

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

2SO 4 2– - 4e \u003d 2SO 3 + O 2

2. Électrolyse à l'état fondu du chlorure de potassium :

Électrolyse en solution

La combinaison de réactions redox qui se produisent sur les électrodes dans des solutions d'électrolyte ou qui fond lorsqu'un courant électrique les traverse est appelée électrolyse.

Sur la cathode "-" de la source de courant, le processus de transfert d'électrons aux cations à partir d'une solution ou d'une fusion se produit, donc la cathode est un "agent réducteur".

A l'anode "+", les électrons sont émis par les anions, l'anode est donc un "agent oxydant".

Au cours de l'électrolyse, des processus concurrents peuvent se produire à la fois à l'anode et à la cathode.

Lorsque l'électrolyse est réalisée à l'aide d'une anode inerte (non consommable) (par exemple, en graphite ou en platine), en règle générale, deux processus d'oxydation et deux processus de réduction sont en concurrence :
à l'anode - oxydation des anions et des ions hydroxyde,
à la cathode - réduction des cations et des ions hydrogène.

Lorsque l'électrolyse est réalisée à l'aide d'une anode active (consommable), le processus se complique et les réactions concurrentes sur les électrodes sont :
à l'anode - oxydation des anions et des ions hydroxyde, dissolution anodique du métal - le matériau de l'anode;
à la cathode - la réduction du cation du sel et des ions hydrogène, la réduction des cations métalliques obtenus en dissolvant l'anode.

Lors du choix du processus le plus probable à l'anode et à la cathode, il faut partir du principe que la réaction qui nécessite le moins de consommation d'énergie se déroulera. De plus, pour sélectionner le processus le plus probable à l'anode et à la cathode lors de l'électrolyse de solutions salines avec une électrode inerte, les règles suivantes sont utilisées :

1. Les produits suivants peuvent se former à l'anode :

a) lors de l'électrolyse de solutions contenant des anions SO 4 2-, NO - 3, PO 4 3-, ainsi que des solutions alcalines sur l'anode, de l'eau est oxydée et de l'oxygène est libéré ;

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

b) lors de l'oxydation des anions Cl - , Br - , I - chlore, brome, iode sont respectivement libérés ;

A + Cl - + e - \u003d Cl 0

2. Les produits suivants peuvent se former sur la cathode :

a) lors de l'électrolyse de solutions salines contenant des ions situés dans une série de tensions à gauche de Al 3+, de l'eau est réduite sur la cathode et de l'hydrogène est libéré ;

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

b) si l'ion métallique est situé dans la série de tension à droite de l'hydrogène, alors le métal est libéré à la cathode.

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

c) lors de l'électrolyse de solutions salines contenant des ions situés dans une série de tensions entre Al + et H + , des processus concurrents de réduction de cations et de dégagement d'hydrogène peuvent se produire à la cathode.

Exemple : Électrolyse d'une solution aqueuse de nitrate d'argent sur électrodes inertes

Dissociation du nitrate d'argent :

AgNO 3 \u003d Ag + + NO 3 -

Lors de l'électrolyse d'une solution aqueuse d'AgNO 3, les ions Ag+ sont réduits à la cathode, et les molécules d'eau sont oxydées à l'anode :

Cathode : Ag + + e = A g

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

Équation récapitulative :______________________________________________

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

Faire des schémas pour l'électrolyse de solutions aqueuses : a) sulfate de cuivre ; b) chlorure de magnésium ; c) sulfate de potassium.

Dans tous les cas, l'électrolyse est réalisée à l'aide d'électrodes en carbone.

Exemple : Électrolyse d'une solution aqueuse de chlorure de cuivre sur des électrodes inertes

Dissociation du chlorure de cuivre :

CuCl 2 ↔ Сu 2+ + 2Cl -

La solution contient des ions Cu 2+ et 2Cl - qui, sous l'action d'un courant électrique, sont dirigés vers les électrodes correspondantes :

Cathode - Cu 2+ + 2e = Cu 0

Anode + 2Cl - - 2e = Cl 2

_______________________________

CuCl 2 \u003d Cu + Cl 2

Le cuivre métallique est libéré à la cathode et le chlore gazeux est libéré à l'anode.

Si, dans l'exemple considéré d'électrolyse d'une solution de CuCl 2, une plaque de cuivre est prise comme anode, alors le cuivre est libéré à la cathode et à l'anode, où se produisent les processus d'oxydation, au lieu de décharger des ions Cl 0 et de libérer du chlore , l'anode (cuivre) est oxydée.

Dans ce cas, l'anode elle-même se dissout et, sous forme d'ions Cu 2+, elle passe en solution.

L'électrolyse de CuCl 2 avec une anode soluble peut s'écrire comme suit :

L'électrolyse de solutions salines avec une anode soluble se réduit à l'oxydation du matériau de l'anode (sa dissolution) et s'accompagne du transfert de métal de l'anode vers la cathode. Cette propriété est largement utilisée dans le raffinage (purification) des métaux de la contamination.

Exemple : Electrolyse d'une solution aqueuse de chlorure de magnésium sur électrodes inertes

Dissociation du chlorure de magnésium en solution aqueuse :

MgCl 2 ↔ Mg 2+ + 2Cl -

Les ions magnésium ne peuvent pas être réduits dans une solution aqueuse (l'eau est réduite), les ions chlorure sont oxydés.

Schéma d'électrolyse :

Exemple : Electrolyse d'une solution aqueuse de sulfate de cuivre sur électrodes inertes

En solution, le sulfate de cuivre se dissocie en ions :

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

Les ions cuivre peuvent être réduits à la cathode dans une solution aqueuse.

Les ions sulfate dans une solution aqueuse ne sont pas oxydés, donc l'eau sera oxydée à l'anode.

Schéma d'électrolyse :

Electrolyse d'une solution aqueuse d'un sel métallique actif et d'un acide oxygéné (K 2 SO 4) sur électrodes inertes

Exemple : Dissociation du sulfate de potassium en solution aqueuse :

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

Les ions potassium et les ions sulfate ne peuvent pas être déchargés aux électrodes dans une solution aqueuse, par conséquent, une réduction se produira à la cathode et l'eau sera oxydée à l'anode.

Schéma d'électrolyse :

ou, étant donné que 4H + + 4OH - \u003d 4H 2 O (réalisé sous agitation),

H2O2H2 + O2

Si un courant électrique est passé à travers une solution aqueuse d'un sel métallique actif et d'un acide contenant de l'oxygène, alors ni les cations métalliques ni les ions du résidu acide ne sont déchargés.

L'hydrogène est libéré à la cathode, et l'oxygène est libéré à l'anode, et l'électrolyse est réduite à la décomposition électrolytique de l'eau.

Électrolyse de la soude fondue

L'électrolyse de l'eau est toujours réalisée en présence d'un électrolyte inerte (pour augmenter la conductivité électrique d'un électrolyte très faible - l'eau) :

La loi de Faraday

La dépendance de la quantité de substance formée sous l'action d'un courant électrique au temps, à l'intensité du courant et à la nature de l'électrolyte peut être établie sur la base de la loi de Faraday généralisée :

où m est la masse de la substance formée lors de l'électrolyse (g) ;

E - masse équivalente d'une substance (g / mol);

M est la masse molaire de la substance (g/mol);

n est le nombre d'électrons donnés ou reçus ;

I - intensité actuelle (A); t est la durée du ou des processus ;

F - Constante de Faraday caractérisant la quantité d'électricité nécessaire pour libérer 1 masse équivalente d'une substance (F = 96 500 C/mol = 26,8 Ah/mol).

Hydrolyse de composés inorganiques

L'interaction des ions de sel avec l'eau, conduisant à la formation de molécules d'électrolyte faibles, est appelée hydrolyse du sel.

Si nous considérons un sel comme un produit de neutralisation de base avec un acide, les sels peuvent être divisés en quatre groupes, pour chacun desquels l'hydrolyse se déroulera à sa manière.

1. Un sel formé par une base forte et un acide fort KBr, NaCl, NaNO 3) ne subira pas d'hydrolyse, car dans ce cas un électrolyte faible ne se forme pas. La réaction du milieu reste neutre.

2. Dans un sel formé par une base faible et un acide fort FeCl 2, NH 4 Cl, Al 2 (SO 4) 3, MgSO 4), le cation subit une hydrolyse :

FeCl 2 + HOH → Fe(OH)Cl + HCl

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

À la suite de l'hydrolyse, un électrolyte faible, des ions H + et d'autres ions se forment. pH de la solution< 7 (раствор приобретает кислую реакцию).

3. Un sel formé par une base forte et un acide faible (KClO, K 2 SiO 3 , Na 2 CO 3 , CH 3 COONa) subit une hydrolyse anionique, entraînant la formation d'un électrolyte faible, d'un ion hydroxyde et d'autres ions.

K 2 SiO 3 + HOH → KHSiO 3 + KOH

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

Le pH de ces solutions est > 7 (la solution acquiert une réaction alcaline).

4. Un sel formé par une base faible et un acide faible (CH 3 COONH 4, (NH 4) 2 CO 3, Al 2 S 3) est hydrolysé à la fois par le cation et par l'anion. En conséquence, une base et un acide à faible dissociation se forment. Le pH des solutions de ces sels dépend de la force relative de l'acide et de la base.

Algorithme d'écriture des équations des réactions d'hydrolyse d'un sel d'un acide faible et d'une base forte

Il existe plusieurs options pour l'hydrolyse des sels:

1. Hydrolyse d'un sel d'un acide faible et d'une base forte : (CH 3 COONa, KCN, Na 2 CO 3).

Exemple 1 Hydrolyse de l'acétate de sodium.

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

CH 3 COO - + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH -

Comme l'acide acétique se dissocie faiblement, l'ion acétate se lie à l'ion H + et l'équilibre de dissociation de l'eau se déplace vers la droite selon le principe de Le Chatelier.

OH - les ions s'accumulent dans la solution (pH > 7)

Si le sel est formé par un acide polybasique, l'hydrolyse se déroule par étapes.

Par exemple, hydrolyse des carbonates : Na 2 CO 3

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

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

Na 2 CO 3 + H 2 O \u003d NaHCO 3 + NaOH

D'une importance pratique est généralement uniquement le processus qui passe par la première étape, qui, en règle générale, est limitée lors de l'évaluation de l'hydrolyse des sels.

L'équilibre de l'hydrolyse dans la deuxième étape est significativement décalé vers la gauche par rapport à l'équilibre de la première étape, puisqu'un électrolyte plus faible (HCO 3 -) se forme dans la première étape que dans la seconde (H 2 CO 3)

Exemple 2 . Hydrolyse de l'orthophosphate de rubidium.

1. Déterminer le type d'hydrolyse :

Rb3PO4 ↔ 3Rb + + Bon de commande 4 3–

Le rubidium est un métal alcalin, son hydroxyde est une base forte, l'acide phosphorique, notamment dans sa troisième étape de dissociation, correspondant à la formation de phosphates, est un acide faible.

Une hydrolyse anionique se produit.

PO 3- 4 + H–OH ↔ HPO 2- 4 + OH – .

Produits - ions hydrophosphate et hydroxyde, moyen - alcalin.

3. On compose une équation moléculaire :

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

Nous avons un sel acide - l'hydrogénophosphate de rubidium.

Algorithme d'écriture des équations des réactions d'hydrolyse d'un sel d'un acide fort et d'une base faible

2. Hydrolyse d'un sel d'un acide fort et d'une base faible : NH 4 NO 3, AlCl 3, Fe 2 (SO 4) 3.

Exemple 1. Hydrolyse du nitrate d'ammonium.

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

NH 4 + + H 2 O ↔ NH 4 OH + H +

Dans le cas d'un cation multichargé, l'hydrolyse se déroule par étapes, par exemple :

Étape I : Cu 2+ + HOH ↔ CuOH + + H +

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

CuCl 2 + H 2 O \u003d CuOHCl + HCl

Dans ce cas, la concentration en ions hydrogène et le pH du milieu dans la solution sont également déterminés principalement par la première étape d'hydrolyse.

Exemple 2 Hydrolyse du sulfate de cuivre(II)

1. Déterminer le type d'hydrolyse. A ce stade, il faut écrire l'équation de dissociation du sel :

CuSO4 ↔ Cu 2+ + SO2-4.

Un sel est formé par un cation d'une base faible (souligné) et un anion d'un acide fort. L'hydrolyse se produit au niveau du cation.

2. Nous écrivons l'équation d'hydrolyse ionique, déterminons l'environnement :

Cu 2+ + H-OH ↔ CuOH + + H + .

Un cation hydroxomeper(II) et un ion hydrogène se forment, le milieu est acide.

3. Nous faisons une équation moléculaire.

Il faut tenir compte du fait que la compilation d'une telle équation est une certaine tâche formelle. A partir de particules positives et négatives en solution, nous constituons des particules neutres qui n'existent que sur le papier. Dans ce cas, on peut faire la formule (CuOH) 2 SO 4, mais pour cela il faut multiplier mentalement notre équation ionique par deux.

On a:

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

Veuillez noter que le produit de la réaction appartient au groupe des sels basiques. Les noms des sels basiques, ainsi que les noms des sels moyens, doivent être composés des noms de l'anion et du cation, dans ce cas on appellera le sel "sulfate d'hydroxomédi(II)".

Algorithme d'écriture des équations pour les réactions d'hydrolyse d'un sel d'un acide faible et d'une base faible

3. Hydrolyse d'un sel d'un acide faible et d'une base faible :

Exemple 1 Hydrolyse de l'acétate d'ammonium.

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

Dans ce cas, deux composés légèrement dissociés se forment et le pH de la solution dépend de la force relative de l'acide et de la base.

Si les produits d'hydrolyse peuvent être éliminés de la solution, par exemple sous la forme d'un précipité ou d'une substance gazeuse, alors l'hydrolyse se poursuit jusqu'à son terme.

Exemple 2 Hydrolyse du sulfure d'aluminium.

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 (précipité) + ZN 2 S (gaz)

Exemple 3 Hydrolyse de l'acétate d'aluminium

1. Déterminer le type d'hydrolyse :

Al(CH 3 COO) 3 = Al 3+ + 3CH 3 ROUCOULER – .

Un sel est formé par un cation d'une base faible et des anions d'un acide faible.

2. Nous écrivons les équations d'hydrolyse ionique, déterminons l'environnement :

Al 3+ + H–OH ↔ AlOH 2+ + H + ,

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

Considérant que l'hydroxyde d'aluminium est une base très faible, nous supposons que l'hydrolyse au niveau du cation se déroulera dans une plus grande mesure qu'au niveau de l'anion. Par conséquent, il y aura un excès d'ions hydrogène dans la solution et l'environnement sera acide.

N'essayez pas de faire ici l'équation totale de la réaction. Les deux réactions sont réversibles, aucunement liées l'une à l'autre, et une telle sommation n'a pas de sens.

3 . On compose l'équation moléculaire :

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

C'est aussi un exercice formel pour s'entraîner à la formulation des sels et à leur nomenclature. Le sel résultant sera appelé acétate d'hydroxoaluminium.

Algorithme d'écriture des équations pour les réactions d'hydrolyse d'un sel d'un acide fort et d'une base forte

4. Les sels formés par un acide fort et une base forte ne subissent pas d'hydrolyse, car le seul composé peu dissociant est H 2 O.

Le sel d'un acide fort et d'une base forte ne subit pas d'hydrolyse et la solution est neutre.