Nātrija sulfīta šķīduma elektrolīzes vienādojums. Vielu kausējumu un šķīdumu elektrolīze
2. modulis. Ķīmijas pamatprocesi un vielu īpašības
Lab #7
Tēma: Sāļu ūdens šķīdumu elektrolīze
ar elektrolīzi sauc par redoksprocesu, kas notiek uz elektrodiem, kad elektriskā strāva iet caur elektrolīta šķīdumu vai kausējumu.
Kad caur elektrolīta šķīdumu vai kausējumu tiek izlaista pastāvīga elektriskā strāva, katjoni virzās uz katodu, bet anjoni virzās uz anodu. Uz elektrodiem notiek oksidēšanās-reducēšanās procesi; Katods ir reducētājs, jo tas nodod elektronus katjoniem, un anods ir oksidētājs, jo tas pieņem elektronus no anjoniem. Reakcijas, kas notiek uz elektrodiem, ir atkarīgas no elektrolīta sastāva, šķīdinātāja rakstura, elektrodu materiāla un šūnas darbības veida.
Kalcija hlorīda kausējuma elektrolīzes procesa ķīmija:
CaCl 2 ↔ Ca 2+ + 2Cl -
pie katoda Ca 2+ + 2e → Ca °
pie anoda 2Cl - - 2e → 2C1 ° → C1 2
Kālija sulfāta šķīduma elektrolīze uz nešķīstoša anoda shematiski izskatās šādi:
K 2 SO 4 ↔ 2K + + SO 4 2 -
H 2 O ↔ H + + OH -
pie katoda 2Н + + 2е→2Н°→ Н 2 2
pie anoda 4OH - 4e → O 2 + 4H + 1
K 2 SO 4 + 4H 2 O 2H 2 + O 2 + 2K0H + H 2 SO 4
Mērķis: iepazīšanās ar sāls šķīdumu elektrolīzi.
Ierīces un aprīkojums: elektriskās strāvas taisngriezis, elektrolizators, oglekļa elektrodi, smilšpapīrs, krūzes, mazgātājs.
Rīsi. 1. Ierīce veikšanai
elektrolīze
1 - elektrolizators;
2 - elektrodi;
3-vadoši vadi; Līdzstrāvas avots.
Reaģenti un šķīdumi: 5% vara hlorīda СuС1 2, kālija jodīda KI šķīdumi , kālija hidroksīda sulfāts KHSO 4, nātrija sulfāts Na 2 SO 4, vara sulfāts CuSO 4, cinka sulfāts ZnSO 4, 20% nātrija hidroksīda šķīdums NaOH, vara un niķeļa plāksnes, fenolftaleīna šķīdums, slāpekļskābe (konc.) H1% ciete (konc.) HNO šķīdums , neitrāls lakmusa papīrs, 10 % sērskābes šķīdums H 2 SO 4 .
Pieredze 1. Vara hlorīda elektrolīze ar nešķīstošiem elektrodiem
Uzpildiet elektrolizatoru līdz pusei tilpuma ar 5% vara hlorīda šķīdumu. Nolaidiet grafīta stieni abos elektrolizatora ceļos, brīvi piestipriniet tos pie segmentiem un gumijas caurules. Savienojiet elektrodu galus ar vadītājiem ar līdzstrāvas avotiem. Ja jūtat vieglu hlora smaku, nekavējoties atvienojiet elektrolizatoru no strāvas avota. Kas notiek pie katoda? Izveidojiet elektrodu reakciju vienādojumus.
Pieredze 2. Kālija jodīda elektrolīze ar nešķīstošiem elektrodiem
Piepildiet elektrolītisko elementu ar 5% kālija jodīda šķīdumu, . pievienojiet 2 pilienus fenolftaleīna katram ceļgalam. Ielīmēt iekšā katru elektrolizatora grafīta elektrodu ceļgalu un pievienojiet tos līdzstrāvas avotam.
Kurā ceļgalā un kāpēc šķīdums iekrāsojās? Katram ceļgalam pievienojiet 1 pilienu cietes pastas. Kur un kāpēc izdalās jods? Izveidojiet elektrodu reakciju vienādojumus. Kas veidojas katoda telpā?
Pieredze 3. Nātrija sulfāta elektrolīze ar nešķīstošiem elektrodiem
Piepildiet pusi no elektrolizatora tilpuma ar 5% nātrija sulfāta šķīdumu un pievienojiet 2 pilienus metiloranža vai lakmusa katram ceļgalam. Ievietojiet elektrodus abos ceļos un pievienojiet tos līdzstrāvas avotam. Pierakstiet savus novērojumus. Kāpēc elektrolītu šķīdumi pie dažādiem elektrodiem ieguva dažādas krāsas? Izveidojiet elektrodu reakciju vienādojumus. Kādas gāzes un kāpēc izdalās uz elektrodiem? Kāda ir nātrija sulfāta ūdens šķīduma elektrolīzes procesa būtība
ELEKTROLĪZE
Viens no veidiem, kā iegūt metālus, ir elektrolīze. Aktīvie metāli dabā sastopami tikai ķīmisku savienojumu veidā. Kā izolēt no šiem savienojumiem brīvā stāvoklī?
Elektrolītu šķīdumi un kausējumi vada elektrisko strāvu. Tomēr, ja strāva tiek izlaista caur elektrolīta šķīdumu, var rasties ķīmiskas reakcijas. Apsveriet, kas notiks, ja elektrolīta šķīdumā vai kausē ievietos divas metāla plāksnes, no kurām katra ir savienota ar vienu no strāvas avota poliem. Šīs plāksnes sauc par elektrodiem. Elektriskā strāva ir kustīga elektronu plūsma. Tā rezultātā, ka ķēdē esošie elektroni pārvietojas no viena elektroda uz otru, uz viena no elektrodiem parādās elektronu pārpalikums. Elektroniem ir negatīvs lādiņš, tāpēc šis elektrods kļūst negatīvi lādēts. To sauc par katodu. Uz otra elektroda tiek izveidots elektronu trūkums, un tas ir pozitīvi uzlādēts. Šo elektrodu sauc par anodu. Elektrolīts šķīdumā vai kausējumā sadalās pozitīvi lādētos jonos - katjonos un negatīvi lādētos jonos - anjonos. Katjoni tiek piesaistīti negatīvi lādētam elektrodam - katodam. Anjoni tiek piesaistīti pozitīvi lādētam elektrodam - anodam. Uz elektrodu virsmas var rasties mijiedarbība starp joniem un elektroniem.
Elektrolīze attiecas uz procesiem, kas notiek, kad elektriskā strāva tiek izvadīta caur elektrolītu šķīdumiem vai kausējumiem.
Šķīdumu un elektrolītu kausējumu elektrolīzes laikā notiekošie procesi ir diezgan atšķirīgi. Apsvērsim abus šos gadījumus sīkāk.
Kausējuma elektrolīze
Kā piemēru apsveriet nātrija hlorīda kausējuma elektrolīzi. Kausējumā nātrija hlorīds sadalās jonos Na+
un Cl - : NaCl = Na + + Cl -
Nātrija katjoni pārvietojas uz negatīvi lādēta elektroda – katoda – virsmu. Uz katoda virsmas ir pārmērīgs elektronu daudzums. Tāpēc notiek elektronu pārnešana no elektroda virsmas uz nātrija joniem. Tajā pašā laikā joni Na+ tiek pārveidoti par nātrija atomiem, tas ir, katjoni tiek reducēti Na+ . Procesa vienādojums:
Na + + e - = Na
Hlorīda joni Cl - pāriet uz pozitīvi lādēta elektroda virsmu - anodu. Uz anoda virsmas rodas elektronu trūkums un elektroni tiek pārnesti no anjoniem Cl- uz elektroda virsmu. Tajā pašā laikā negatīvi lādēti joni Cl- tiek pārvērsti hlora atomos, kas uzreiz apvienojas, veidojot hlora molekulas C l2:
2C l - -2e - \u003d Cl 2
Hlorīda joni zaudē elektronus, tas ir, tie tiek oksidēti.
Uzrakstīsim kopā pie katoda un anoda notiekošo procesu vienādojumus
Na + + e - = Na
2 C l - -2 e - \u003d Cl 2
Nātrija katjonu reducēšanās procesā ir iesaistīts viens elektrons, bet hlora jonu oksidēšanās procesā – 2 elektroni. Taču ir jāievēro elektriskā lādiņa nezūdamības likums, proti, visu šķīdumā esošo daļiņu kopējam lādiņam jābūt nemainīgam.Tādēļ nātrija katjonu reducēšanā iesaistīto elektronu skaitam jābūt vienādam ar elektronu skaitu. piedalās hlorīda jonu oksidēšanā. Tāpēc pirmo vienādojumu reizinām ar 2:
Na + + e - \u003d Na 2
2C l - -2e - \u003d Cl 2 1
Mēs saskaitām abus vienādojumus un iegūstam vispārīgo reakcijas vienādojumu.
2 Na + + 2C l - \u003d 2 Na + Cl 2 (jonu reakcijas vienādojums), vai
2 NaCl \u003d 2 Na + Cl 2 (molekulārās reakcijas vienādojums)
Tātad aplūkotajā piemērā mēs redzam, ka elektrolīze ir redoksreakcija. Pie katoda pozitīvi lādētu jonu - katjonu reducēšana, pie anoda - negatīvi lādētu jonu - anjonu oksidēšana. Lai atcerētos, kurš process kur notiek, varat izmantot "T kārtulu":
katods - katjons - reducēšana.
2. piemērsNātrija hidroksīda kausējuma elektrolīze.
Nātrija hidroksīds šķīdumā sadalās katjonos un hidroksīda jonos.
Katods (-)<-- Na + + OH - à Анод (+)
Uz katoda virsmas tiek reducēti nātrija katjoni un veidojas nātrija atomi:
katods (-) Na + +e à Na
Hidroksīda joni tiek oksidēti uz anoda virsmas, kamēr tiek atbrīvots skābeklis un veidojas ūdens molekulas:
katods (-) Na + + e à Na
anods (+)4 OH - - 4 e à 2 H 2 O + O 2
Nātrija katjonu reducēšanas reakcijā un hidroksīda jonu oksidācijas reakcijā iesaistīto elektronu skaitam jābūt vienādam. Tātad, reizinim pirmo vienādojumu ar 4:
katods (-) Na + + e à Na 4
anods (+)4 OH - – 4 e à 2 H 2 O + O 2 1
Saliekot abus vienādojumus kopā, iegūstam elektrolīzes reakcijas vienādojumu:
4 NaOH à 4 Na + 2 H 2 O + O 2
3. piemērsApsveriet kausējuma elektrolīzi Al2O3
Izmantojot šo reakciju, alumīniju iegūst no boksīta, dabīga savienojuma, kas satur daudz alumīnija oksīda. Alumīnija oksīda kušanas temperatūra ir ļoti augsta (vairāk nekā 2000º C), tāpēc tam tiek pievienotas īpašas piedevas, pazeminot kušanas temperatūru līdz 800-900º C. Alumīnija oksīds kausē disociējas jonos. Al 3+ un O 2-. H katjoni tiek reducēti pie katoda Al 3+ , pārvēršoties alumīnija atomos:
Al +3 un Al
Anjoni tiek oksidēti pie anoda O 2- pārvēršas skābekļa atomos. Skābekļa atomi nekavējoties apvienojas O 2 molekulās:
2 O 2- – 4 e à O 2
Alumīnija katjonu reducēšanā un skābekļa jonu oksidēšanā iesaistīto elektronu skaitam jābūt vienādam, tāpēc pirmo vienādojumu reizinām ar 4, bet otro ar 3:
Al 3+ +3 un Al 0 4
2 O 2- – 4 e à O 2 3
Saskaitīsim abus vienādojumus un iegūsim
4 Al 3+ + 6 O 2- a 4 Al 0 +3 O 2 0 (jonu reakcijas vienādojums)
2 Al 2 O 3 līdz 4 Al + 3 O 2
Šķīduma elektrolīze
Gadījumā, ja elektriskā strāva tiek izlaista caur ūdens elektrolīta šķīdumu, lietu sarežģī ūdens molekulu klātbūtne šķīdumā, kas var mijiedarboties arī ar elektroniem. Atgādiniet, ka ūdens molekulā ūdeņraža un skābekļa atomi ir savienoti ar polāro kovalento saiti. Skābekļa elektronegativitāte ir lielāka par ūdeņraža elektronegativitāti, tāpēc kopīgie elektronu pāri tiek novirzīti skābekļa atoma virzienā. Uz skābekļa atoma rodas daļējs negatīvs lādiņš, to apzīmē ar δ-, un uz ūdeņraža atomiem ir daļējs pozitīvs lādiņš, to apzīmē ar δ+.
δ+
H-O δ-
│
H δ+
Sakarā ar šo lādiņu nobīdi ūdens molekulai ir pozitīvi un negatīvi "poli". Tāpēc ūdens molekulas ar pozitīvi lādētu polu var piesaistīt negatīvi lādētam elektrodam - katodam, bet ar negatīvu polu - uz pozitīvi lādētu elektrodu - anodu. Katodā ūdens molekulas var samazināt, un ūdeņradis tiek atbrīvots:
Ūdens molekulu oksidēšanās var notikt pie anoda, atbrīvojot skābekli:
2 H 2 O - 4e - \u003d 4H + + O 2
Tāpēc pie katoda var tikt reducēti vai nu elektrolīta katjoni, vai ūdens molekulas. Šķiet, ka šie divi procesi konkurē viens ar otru. Tas, kāds process faktiski notiek pie katoda, ir atkarīgs no metāla īpašībām. Tas, vai pie katoda tiks samazināti metāla katjoni vai ūdens molekulas, ir atkarīgs no metāla stāvokļa metāla spriegumu sērija .
Li K Na Ca Mg Al ¦¦ Zn Fe Ni Sn Pb (H 2) ¦¦ Cu Hg Ag Au
Ja metāls atrodas sprieguma virknē pa labi no ūdeņraža, metāla katjoni tiek samazināti pie katoda un tiek atbrīvots brīvais metāls. Ja metāls atrodas sprieguma virknē pa kreisi no alumīnija, ūdens molekulas tiek reducētas pie katoda un izdalās ūdeņradis. Visbeidzot, metālu katjonu gadījumā no cinka līdz svinam var notikt vai nu metāla, vai ūdeņraža evolūcija, un dažreiz vienlaikus attīstās gan ūdeņradis, gan metāls. Kopumā tas ir diezgan sarežģīts gadījums, daudz kas ir atkarīgs no reakcijas apstākļiem: šķīduma koncentrācijas, strāvas stipruma un citiem.
Viens no diviem procesiem var notikt arī pie anoda – vai nu elektrolītu anjonu oksidēšanās, vai ūdens molekulu oksidēšanās. Tas, kurš process patiesībā notiek, ir atkarīgs no anjona rakstura. Bezskābekļa skābju sāļu vai pašu skābju elektrolīzes laikā anodā tiek oksidēti anjoni. Vienīgais izņēmums ir fluora jons F- . Skābekli saturošu skābju gadījumā pie anoda oksidējas ūdens molekulas un izdalās skābeklis.
1. piemērsApskatīsim nātrija hlorīda ūdens šķīduma elektrolīzi.
Nātrija hlorīda ūdens šķīdumā būs nātrija katjoni Na + , hlora anjoni Cl - un ūdens molekulas.
2 NaCl a 2 Na + + 2 Cl -
2Н 2 О а 2 H + + 2 OH -
katods (-) 2 Na+; 2 H+; 2Н + + 2е а Н 0 2
anods (+) 2 Cl-; 2OH-; 2 Cl - – 2e a 2 Cl 0
2NaCl + 2H 2O à H2 + Cl2 + 2NaOH
Ķīmiskā aktivitāte anjoni diez vai samazinās.
2. piemērsKo darīt, ja sāls satur SO 4 2- ? Apsveriet niķeļa sulfāta šķīduma elektrolīzi ( II ). niķeļa sulfāts ( II ) sadalās jonos Ni 2+ un SO 4 2-:
NiSO 4 à Ni 2+ + SO 4 2-
H 2 O à H + + OH -
Niķeļa katjoni atrodas starp metāla joniem Al 3+ un Pb 2+ , kas ieņem vidējo pozīciju sprieguma sērijā, atkopšanas process pie katoda notiek saskaņā ar abām shēmām:
2 H 2 O + 2e - \u003d H 2 + 2OH -
Skābekli saturošu skābju anjoni pie anoda netiek oksidēti ( anjonu aktivitāšu sērija ), ūdens molekulas tiek oksidētas:
anods e à O 2 + 4H +
Uzrakstīsim kopā katoda un anoda notiekošo procesu vienādojumus:
katods (-) Ni 2+ ; H+; Ni 2+ + 2е а Ni 0
2 H 2 O + 2e - \u003d H 2 + 2OH -
anods (+) SO42-; OH-; 2H2O-4 e à O 2 + 4H+
Reducēšanas procesos ir iesaistīti 4 elektroni, bet oksidācijas procesā arī 4 elektroni. Saliekot šos vienādojumus kopā, mēs iegūstam vispārīgo reakcijas vienādojumu:
Ni 2+ +2 H 2 O + 2 H 2 O à Ni 0 + H 2 + 2OH - + O 2 + 4 H +
Vienādojuma labajā pusē vienlaikus atrodas H + joni un ak- , kas apvienojas, veidojot ūdens molekulas:
H + + OH - à H 2 O
Tāpēc vienādojuma labajā pusē 4 H + jonu un 2 jonu vietā ak- mēs rakstām 2 ūdens molekulas un 2 H + jonus:
Ni 2+ +2 H 2 O + 2 H 2 O à Ni 0 + H 2 + 2 H 2 O + O 2 + 2 H +
Samazināsim divas ūdens molekulas abās vienādojuma pusēs:
Ni 2+ +2 H 2 O à Ni 0 + H 2 + O 2 + 2 H +
Šis ir īss jonu vienādojums. Lai iegūtu pilnu jonu vienādojumu, jums jāpievieno abas sulfāta jonu daļas SO 4 2- , kas veidojas niķeļa sulfāta disociācijas laikā ( II ) un nepiedalās reakcijā:
Ni 2+ + SO 4 2- + 2H 2 O à Ni 0 + H 2 + O 2 + 2H + + SO 4 2-
Tādējādi niķeļa sulfāta šķīduma elektrolīzes laikā ( II ) pie katoda izdalās ūdeņradis un niķelis, un pie anoda izdalās skābeklis.
NiSO 4 + 2H 2 O à Ni + H 2 + H 2 SO 4 + O 2
3. piemērs Uzrakstiet vienādojumus procesiem, kas notiek nātrija sulfāta ūdens šķīduma elektrolīzes laikā ar inertu anodu.
Sistēmas standarta elektrodu potenciāls Na + + e = Na 0 ir daudz negatīvāks par ūdens elektroda potenciālu neitrālā ūdens vidē (-0,41 V). Tāpēc uz katoda notiks ūdens elektroķīmiskā reducēšana, ko pavada ūdeņraža izdalīšanās.
2Н 2 О а 2 H + + 2 OH -
un Na joni + nonākot pie katoda, uzkrāsies blakus esošajā šķīduma daļā (katoda telpā).
Pie anoda notiks ūdens elektroķīmiskā oksidēšanās, izraisot skābekļa izdalīšanos.
2 H 2 O - 4e à O 2 + 4 H +
jo atbilst šai sistēmai standarta elektrodu potenciāls (1,23 V) ir ievērojami zemāks par standarta elektroda potenciālu (2,01 V), kas raksturo sistēmu
2 SO 4 2- + 2 e \u003d S 2 O 8 2-.
joni SO 4 2- virzoties uz anodu elektrolīzes laikā, uzkrāsies anoda telpā.
Reizinot katoda procesa vienādojumu ar divi un saskaitot to ar anoda procesa vienādojumu, iegūstam kopējo elektrolīzes procesa vienādojumu:
6 H 2 O \u003d 2 H 2 + 4 OH - + O 2 + 4 H +
Ņemot vērā, ka katoda telpā vienlaikus tiek uzkrāti joni, bet anoda telpā - joni, kopējo procesa vienādojumu var uzrakstīt šādā formā:
6H 2 O + 2Na 2 SO 4 \u003d 2H 2 + 4Na + + 4OH - + O 2 + 4H + + 2SO 4 2-
Tādējādi vienlaikus ar ūdeņraža un skābekļa izdalīšanos veidojas nātrija hidroksīds (katoda telpā) un sērskābe (anoda telpā).
4. piemērsVara sulfāta šķīduma elektrolīze ( II) CuSO4.
Katods (-)<-- Cu 2+ + SO 4 2- à анод (+)
katods (-) Cu 2+ + 2e à Cu 0 2
anods (+) 2H 2O - 4 e à O 2 + 4H + 1
H + joni paliek šķīdumā un SO 4 2- , jo sērskābe uzkrājas.
2CuSO4 + 2H 2O à 2Cu + 2H2SO4 + O 2
5. piemērs Vara hlorīda šķīduma elektrolīze ( II) CuCl2.
Katods (-)<-- Cu 2+ + 2Cl - à анод (+)
katods (-) Cu 2+ + 2e à Cu 0
anods (+) 2Cl - – 2e à Cl 0 2
Abi vienādojumi ietver divus elektronus.
Cu 2+ + 2e à Cu 0 1
2Cl - - 2e à Cl 2 1
Cu 2+ + 2 Cl - à Cu 0 + Cl 2 (jonu vienādojums)
CuCl 2 à Cu + Cl 2 (molekulārais vienādojums)
6. piemērs Sudraba nitrāta šķīduma elektrolīze AgNO3.
Katods (-)<-- Ag + + NO 3 - à Анод (+)
katods (-) Ag + + e à Ag 0
anods (+) 2H 2 O - 4 e à O 2 + 4H +
Ag + + e à Ag 0 4
2H 2O - 4 e à O 2 + 4H + 1
4 Ag + + 2 H 2 O à 4 Ag 0 + 4 H + + O 2 (jonu vienādojums)
4 Ag + + 2 H 2 Oà 4 Ag 0 + 4 H + + O 2 + 4 NĒ 3 - (pilns jonu vienādojums)
4 AgNO 3 + 2 H 2 Oà 4 Ag 0 + 4 HNO 3 + O 2 (molekulārais vienādojums)
7. piemērs Sālsskābes šķīduma elektrolīzeHCl.
Katods (-)<-- H + + Cl - à anods (+)
katods (-) 2H + + 2 eà H 2
anods (+) 2Cl - – 2 eà Cl 2
2 H + + 2 Cl - à H 2 + Cl 2 (jonu vienādojums)
2 HClà H 2 + Cl 2 (molekulārais vienādojums)
8. piemērs Sērskābes šķīduma elektrolīzeH 2 SO 4 .
Katods (-) <-- 2H + + SO 4 2- à anods (+)
katods (-)2H+ + 2eà H2
anods(+) 2H2O-4eà O2+4H+
2H+ + 2eà H 2 2
2H2O-4eà O2 + 4H+1
4H+ + 2H2Oà 2H2 + 4H+ + O2
2H2Oà 2H2+O2
Piemērs 9. Kālija hidroksīda šķīduma elektrolīzeKOH.
Katods (-)<-- K + + Ak - à anods (+)
Katodā kālija katjoni netiks samazināti, jo kālijs atrodas metālu sprieguma rindā pa kreisi no alumīnija, tā vietā tiks samazinātas ūdens molekulas:
2H2O + 2eà H 2 + 2OH - 4OH - -4eà 2H 2O + O 2
katods(-)2H2O+2eà H2 + 2OH - 2
anods(+) 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
10. piemērs Kālija nitrāta šķīduma elektrolīzeKNO 3 .
Katods (-) <-- K + + NO 3 - à anods (+)
2H2O + 2eà H2+2OH-2H2O-4eà O2+4H+
katods(-)2H2O+2eà H2 + 2OH-2
anods(+) 2H2O-4eà O2 + 4H+1
4H2O + 2H2Oà 2H2+4OH-+4H++ O2
2H2Oà 2H2+O2
Izlaižot elektrisko strāvu caur skābekli saturošu skābju, sārmu un skābekli saturošu skābju sāļu šķīdumiem ar metāliem, kas atrodas metālu sprieguma virknē, pa kreisi no alumīnija, praktiski notiek ūdens elektrolīze. Šajā gadījumā pie katoda izdalās ūdeņradis, bet pie anoda - skābeklis.
Secinājumi. Nosakot elektrolītu ūdens šķīdumu elektrolīzes produktus, vienkāršākajos gadījumos var vadīties pēc šādiem apsvērumiem:
1. Metāla joni ar nelielu standarta potenciāla algebrisko vērtību - noLi + pirms tamAl 3+ ieskaitot - ir ļoti vāja tendence atkārtoti piesaistīt elektronus, šajā ziņā piekāpjoties joniemH + (cm. Katjonu aktivitāšu sērija). Šos katjonus saturošu savienojumu ūdens šķīdumu elektrolīzē oksidētāja funkciju uz katoda veic joniH + , atjaunojot saskaņā ar shēmu:
2 H 2 O+ 2 eà H 2 + 2OH -
2. Metāla katjoni ar pozitīvām standarta potenciālu vērtībām (Cu 2+ , Ag + , hg 2+ utt.) ir lielāka tendence piesaistīt elektronus nekā joniem. To sāļu ūdens šķīdumu elektrolīzes laikā šie katjoni uz katoda izstaro oksidētāja funkciju, bet tiek reducēti par metālu saskaņā ar shēmu, piemēram:
Cu 2+ +2 eà Cu 0
3. Metālu sāļu ūdens šķīdumu elektrolīzes laikāZn, Fe, CD, Niun citi, kas ieņem vidējo pozīciju starp uzskaitītajām grupām sprieguma sērijā, reducēšanas process pie katoda notiek saskaņā ar abām shēmām. Izdalītā metāla masa šajos gadījumos neatbilst plūstošās elektriskās strāvas daudzumam, kura daļa tiek tērēta ūdeņraža veidošanai.
4. Elektrolītu ūdens šķīdumos monatomiskie anjoni (Cl - , Br - , Dž - ), skābekli saturošie anjoni (NĒ 3 - , SO 4 2- , PO 4 3- un citi), kā arī ūdens hidroksiljoni. No tiem halogenīdu joniem ir spēcīgākas reducējošās īpašības, izņemotF. joniAkieņem starpstāvokli starp tiem un poliatomiskajiem anjoniem. Tāpēc ūdens šķīdumu elektrolīzes laikāHCl, HBr, HJvai to sāļi uz anoda, halogenīdu joni tiek oksidēti saskaņā ar shēmu:
2 X - -2 eà X 2 0
Sulfātu, nitrātu, fosfātu u.c. ūdens šķīdumu elektrolīzes laikā. reducētāja funkciju veic joni, vienlaikus oksidējoties saskaņā ar shēmu:
4 HOH – 4 eà 2 H 2 O + O 2 + 4 H +
.
Uzdevumi.
W a dacha 1. Vara sulfāta šķīduma elektrolīzes laikā pie katoda izdalījās 48 g vara. Atrodiet pie anoda izdalītās gāzes tilpumu un šķīdumā izveidotās sērskābes masu.
Vara sulfāts šķīdumā nedisociē nevienu jonuC 2+ unS0 4 2 ".
CuS0 4 \u003d Cu 2+ + S0 4 2 "
Pierakstīsim pie katoda un anoda notiekošo procesu vienādojumus. Katodā tiek reducēti katjoni, pie anoda notiek ūdens elektrolīze:
Cu 2+ + 2e- \u003d Cu12
2H20-4e- = 4H++02 |1
Vispārējais elektrolīzes vienādojums:
2Cu2+ + 2H2O = 2Cu + 4H+ + O2 (īss jonu vienādojums)
Katrai vienādojuma abām pusēm pievienojot 2 sulfāta jonus, kas veidojas vara sulfāta disociācijas laikā, iegūstam pilnu jonu vienādojumu:
2Cu2+ + 2S042" + 2H20 = 2Cu + 4H+ + 2SO4 2" + O2
2CuSO4 + 2H2O = 2Cu + 2H2SO4 + O2
Gāze, kas izdalās pie anoda, ir skābeklis. Šķīdumā veidojas sērskābe.
Vara molārā masa ir 64 g / mol, mēs aprēķinām vara vielas daudzumu:
Saskaņā ar reakcijas vienādojumu, kad no anoda izdalās 2 moli vara, izdalās 1 mols skābekļa. Pie katoda izdalījās 0,75 mol vara, ļaujiet x mol skābekļa izdalīties pie anoda. Izveidosim proporciju:
2/1=0,75/x, x=0,75*1/2=0,375 mol
Pie anoda izdalījās 0,375 moli skābekļa,
v(O2) = 0,375 mol.
Aprēķiniet atbrīvotā skābekļa daudzumu:
V(O2) \u003d v (O2) "VM \u003d 0,375 mol" 22,4 l / mol \u003d 8,4 l
Saskaņā ar reakcijas vienādojumu, kad pie katoda izdalās 2 moli vara, šķīdumā veidojas 2 moli sērskābes, kas nozīmē, ka, ja pie katoda izdalās 0,75 moli vara, tad veidojas 0,75 moli sērskābes. šķīdumā v (H2SO4) = 0,75 mol . Aprēķiniet sērskābes molāro masu:
M(H2SO4) = 2-1+32+16-4 = 98 g/mol.
Aprēķiniet sērskābes masu:
m (H2S04) \u003d v (H2S04> M (H2S04) \u003d = 0,75 mol = 98 g / mol \u003d 73,5 g.
Atbilde: pie anoda izdalījās 8,4 litri skābekļa; Šķīdumā izveidojās 73,5 g sērskābes
2. uzdevums. Atrodiet gāzu tilpumu, kas izdalās pie katoda un anoda ūdens šķīduma, kas satur 111,75 g kālija hlorīda, elektrolīzes laikā. Kāda viela veidojas šķīdumā? Atrodi tā masu.
Kālija hlorīds šķīdumā sadalās K+ un Cl jonos:
2KS1 \u003d K + + Cl
Katodā kālija joni netiek reducēti; tā vietā tiek samazinātas ūdens molekulas. Hlorīda joni tiek oksidēti pie anoda un izdalās hlors:
2H2O + 2e "= H2 + 20H-|1
2SG-2e "= C12|1
Vispārējais elektrolīzes vienādojums:
2CHl + 2H2O \u003d H2 + 2OH "+ C12 (īss jonu vienādojums) Šķīdums satur arī K + jonus, kas veidojas kālija hlorīda disociācijas laikā un nepiedalās reakcijā:
2K+ + 2Cl + 2H20 = H2 + 2K+ + 2OH" + C12
Pārrakstīsim vienādojumu molekulārā formā:
2KS1 + 2H2O = H2 + C12 + 2KOH
Pie katoda izdalās ūdeņradis, pie anoda izdalās hlors, un šķīdumā veidojas kālija hidroksīds.
Šķīdumā bija 111,75 g kālija hlorīda.
Aprēķiniet kālija hlorīda molāro masu:
M(KC1) = 39+35,5 = 74,5 g/mol
Aprēķiniet kālija hlorīda vielas daudzumu:
Saskaņā ar reakcijas vienādojumu 2 molu kālija hlorīda elektrolīze atbrīvo 1 molu hlora. Ļaujiet 1,5 molu kālija hlorīda elektrolīzei atbrīvot x mol hlora. Izveidosim proporciju:
2/1=1,5/x, x=1,5 /2=0,75 mol
Izdalīsies 0,75 mol hlora, v (C! 2) \u003d 0,75 mol. Saskaņā ar reakcijas vienādojumu, kad pie anoda izdalās 1 mols hlora, pie katoda izdalās 1 mols ūdeņraža. Tāpēc, ja pie anoda izdalās 0,75 mol hlora, tad pie katoda izdalās 0,75 mol ūdeņraža, v(H2) = 0,75 mol.
Aprēķināsim pie anoda izdalītā hlora tilpumu:
V (C12) \u003d v (Cl2) -VM \u003d 0,75 mol \u003d 22,4 l / mol \u003d 16,8 l.
Ūdeņraža tilpums ir vienāds ar hlora tilpumu:
Y (H2) \u003d Y (C12) \u003d 16,8 l.
Atbilstoši reakcijas vienādojumam elektrolīzes laikā 2 mol kālija hlorīda veidojas 2 mol kālija hidroksīda, kas nozīmē, ka elektrolīzes laikā 0,75 mol kālija hlorīda veidojas 0,75 mol kālija hidroksīda. Aprēķiniet kālija hidroksīda molāro masu:
M (KOH) \u003d 39 + 16 + 1 - 56 g / mol.
Aprēķiniet kālija hidroksīda masu:
m(KOH) \u003d v (KOH> M (KOH) \u003d 0,75 mol-56 g / mol \u003d 42 g.
Atbilde: Pie katoda izdalījās 16,8 litri ūdeņraža, pie anoda izdalījās 16,8 litri hlora, un šķīdumā izveidojās 42 g kālija hidroksīda.
3. uzdevums. Elektrolīzes laikā 19 g divvērtīgā metāla hlorīda šķīdumam pie anoda izdalījās 8,96 litri hlora. Nosakiet, kurš metāla hlorīds tika pakļauts elektrolīzei. Aprēķiniet katoda izdalītā ūdeņraža tilpumu.
Mēs apzīmējam nezināmo metālu M, tā hlorīda formula ir MC12. Pie anoda hlorīda joni tiek oksidēti un izdalās hlors. Nosacījums saka, ka pie katoda izdalās ūdeņradis, tāpēc ūdens molekulas tiek samazinātas:
2H20 + 2e- = H2 + 2OH|1
2Cl -2e "= C12! 1
Vispārējais elektrolīzes vienādojums:
2Cl + 2H2O \u003d H2 + 2OH "+ C12 (īss jonu vienādojums)
Šķīdums satur arī M2+ jonus, kas reakcijas laikā nemainās. Mēs rakstām pilnu jonu reakcijas vienādojumu:
2SG + M2+ + 2H2O = H2 + M2+ + 2OH- + C12
Pārrakstīsim reakcijas vienādojumu molekulārā formā:
MS12 + 2H2O - H2 + M(OH)2 + C12
Atrodiet anoda izdalītā hlora daudzumu:
Saskaņā ar reakcijas vienādojumu 1 mola nezināma metāla hlorīda elektrolīzes laikā izdalās 1 mols hlora. Ja izdalījās 0,4 moli hlora, tad elektrolīzei tika pakļauti 0,4 moli metāla hlorīda. Aprēķiniet metāla hlorīda molāro masu:
Nezināma metāla hlorīda molārā masa ir 95 g/mol. Uz diviem hlora atomiem ir 35,5"2 = 71 g/mol. Tāpēc metāla molārā masa ir 95-71 = 24 g/mol. Šai molārajai masai atbilst magnijs.
Saskaņā ar reakcijas vienādojumu uz 1 molu hlora, kas izdalās pie anoda, pie katoda izdalās 1 mols ūdeņraža. Mūsu gadījumā pie anoda izdalījās 0,4 mol hlora, kas nozīmē, ka pie katoda izdalījās 0,4 mol ūdeņraža. Aprēķiniet ūdeņraža tilpumu:
V (H2) \u003d v (H2> VM \u003d 0,4 mol \u003d 22,4 l / mol \u003d 8,96 l.
Atbilde: pakļauts magnija hlorīda elektrolīzes šķīdumam; Katodā tika izlaisti 8,96 litri ūdeņraža.
*4.problēma. Elektrolīzes laikā 200 g kālija sulfāta šķīduma ar 15% koncentrāciju pie anoda izdalījās 14,56 litri skābekļa. Aprēķiniet šķīduma koncentrāciju elektrolīzes beigās.
Kālija sulfāta šķīdumā ūdens molekulas reaģē gan pie katoda, gan pie anoda:
2H20 + 2e "= H2 + 20H-|2
2H2O - 4e "= 4H+ + O2! 1
Saliksim abus vienādojumus kopā:
6H2O \u003d 2H2 + 4OH "+ 4H + + O2 vai
6H2O \u003d 2H2 + 4H2O + O2 vai
2H2O = 2H2 + 02
Faktiski kālija sulfāta šķīduma elektrolīzes laikā notiek ūdens elektrolīze.
Izšķīdušās vielas koncentrāciju šķīdumā nosaka pēc formulas:
C = m (izšķīdināta viela) 100% / m (šķīdums)
Lai noteiktu kālija sulfāta šķīduma koncentrāciju elektrolīzes beigās, jāzina kālija sulfāta masa un šķīduma masa. Reakcijas laikā kālija sulfāta masa nemainās. Aprēķiniet kālija sulfāta masu sākotnējā šķīdumā. Apzīmēsim sākotnējā šķīduma koncentrāciju kā C
m(K2S04) = C2 (K2S04) m(šķīdums) = 0,15 200 g = 30 g.
Šķīduma masa elektrolīzes laikā mainās, jo daļa ūdens tiek pārveidota par ūdeņradi un skābekli. Aprēķiniet atbrīvotā skābekļa daudzumu:
(O 2) \u003d V (O2) / Vm \u003d 14,56 l / 22,4 l / mol \u003d 0,65 mol
Saskaņā ar reakcijas vienādojumu no 2 moliem ūdens veidojas 1 mols skābekļa. Ļaujiet izdalīties 0,65 mol skābekļa, sadaloties x mol ūdens. Izveidosim proporciju:
1,3 mol ūdens sadalījās, v(H2O) = 1,3 mol.
Aprēķiniet ūdens molāro masu:
M(H2O) \u003d 1-2 + 16 \u003d 18 g / mol.
Aprēķiniet sadalītā ūdens masu:
m(H2O) \u003d v (H2O> M (H2O) = 1,3 mol * 18 g / mol \u003d 23,4 g.
Kālija sulfāta šķīduma masa samazinājās par 23,4 g un kļuva vienāda ar 200-23,4 = 176,6 g. Tagad aprēķināsim kālija sulfāta šķīduma koncentrāciju elektrolīzes beigās:
С2 (K2 SO4) = m (K2 SO4) 100% / m (šķīdums) = 30 g 100% / 176,6 g = 17%
Atbilde:šķīduma koncentrācija elektrolīzes beigās ir 17%.
* 3 5. uzdevums. Ūdenī tika izšķīdināti 188,3 g nātrija un kālija hlorīdu maisījuma un caur iegūto šķīdumu tika laista elektriskā strāva. Elektrolīzes laikā pie katoda izdalījās 33,6 litri ūdeņraža. Aprēķiniet maisījuma sastāvu svara procentos.
Pēc kālija un nātrija hlorīdu maisījuma izšķīdināšanas ūdenī šķīdums satur K+, Na+ un Cl- jonus. Pie katoda netiek reducēti ne kālija joni, ne nātrija joni, tiek reducētas ūdens molekulas. Hlorīda joni tiek oksidēti pie anoda un izdalās hlors:
Pārrakstīsim vienādojumus molekulārā formā:
2KS1 + 2H20 = H2 + C12 + 2KOH
2NaCl + 2H2O = H2 + C12 + 2NaOH
Apzīmēsim maisījumā esošās kālija hlorīda vielas daudzumu x mol un nātrija hlorīda vielas daudzumu y mol. Saskaņā ar reakcijas vienādojumu 2 molu nātrija vai kālija hlorīda elektrolīzes laikā izdalās 1 mols ūdeņraža. Tāpēc elektrolīzes laikā x mol kālija hlorīda veidojas x / 2 vai 0,5x mol ūdeņraža, un elektrolīzes laikā y mol nātrija hlorīda ir 0,5y mol ūdeņraža. Atradīsim daudzumu ūdeņraža vielas, kas izdalās maisījuma elektrolīzes laikā:
Izveidosim vienādojumu: 0,5x + 0,5y \u003d 1,5
Aprēķiniet kālija un nātrija hlorīdu molārās masas:
M(KC1) = 39+35,5 = 74,5 g/mol
M (NaCl) \u003d 23 + 35,5 \u003d 58,5 g / mol
Kālija hlorīda masa x moli ir:
m (KCl) \u003d v (KCl) -M (KCl) \u003d x mol-74,5 g / mol \u003d 74,5 x g.
Nātrija hlorīda mola masa ir:
m (KCl) \u003d v (KCl) -M (KCl) \u003d y mol-74,5 g / mol \u003d 58,5 u g.
Maisījuma masa ir 188,3 g, mēs izveidojam otro vienādojumu:
74,5 x + 58,5 g = 188,3
Tātad, mēs atrisinām divu vienādojumu sistēmu ar diviem nezināmiem:
0,5(x + y)= 1,5
74,5 x + 58,5 g = 188,3 g
No pirmā vienādojuma mēs izsakām x:
x + y \u003d 1,5 / 0,5 \u003d 3,
x = 3-y
Aizvietojot šo x vērtību otrajā vienādojumā, mēs iegūstam:
74,5-(3-y) + 58,5y = 188,3
223,5-74,5 g + 58,5 g = 188,3
-16g = -35,2
y = 2,2 100% / 188,3 g = 31,65%
Aprēķināt masas daļa nātrija hlorīds:
w(NaCl) = 100% - w(KCl) = 68,35%
Atbilde: maisījums satur 31,65% kālija hlorīda un 68,35% nātrija hlorīda.
Ķīmisko problēmu risināšana
apzinoties Faradeja likumu
vidusskola
Autora attīstība
Starp daudzajām ķīmiskajām problēmām, kā liecina mācīšanas prakse skolā, vislielākās grūtības sagādā problēmas, kuru risināšanai papildus pamatīgām ķīmijas zināšanām ir nepieciešama laba materiāla pārzināšana. no fizikas kursa. Un, lai gan ne katrā vidusskolā tiek pievērsta uzmanība kaut vienkāršāko uzdevumu risināšanai, izmantojot divu kursu - ķīmijas un fizikas - zināšanas, šāda veida problēmas dažkārt sastopamas iestājeksāmenos augstskolās, kur ķīmija ir galvenā disciplīna. Un tāpēc, neanalizējot šāda veida problēmas klasē, skolotājs var netīši atņemt savam studentam iespēju iestāties universitātē ķīmijas specialitātē.
Šī autora izstrāde satur vairāk nekā divdesmit uzdevumus, kas vienā vai otrā veidā saistīti ar tēmu "Elektrolīze". Lai atrisinātu šāda veida problēmas, ir nepieciešamas ne tikai labas zināšanas par tēmu "Elektrolīze" skolas kurssķīmiju, bet arī zināt Faradeja likumu, ko apgūst skolas fizikas kursā.
Iespējams, šī uzdevumu izlase neinteresēs absolūti visus klases skolēnus vai ir pieejama ikvienam. Tomēr šāda veida uzdevumus ieteicams analizēt kopā ar ieinteresētu skolēnu grupu lokā vai fakultatīvajā klasē. Ar pārliecību var atzīmēt, ka šāda veida uzdevumi ir sarežģīti un vismaz neraksturīgi skolas ķīmijas kursam (runa ir par vidējo vispārizglītojošā skola), un tāpēc šāda veida problēmas droši var iekļaut skolas vai rajona ķīmijas olimpiādes 10. vai 11. klasēm variantos.
Detalizēts katras problēmas risinājums padara attīstību par vērtīgu instrumentu, īpaši iesācējiem skolotājiem. Izanalizējis vairākus uzdevumus ar skolēniem izvēles stundā vai apļa stundā, radošs skolotājs noteikti mājās uzstādīs vairākus viena veida uzdevumus un izmantos šo izstrādi mājasdarbu pārbaudes procesā, kas ievērojami ietaupīs vērtīgo skolotāja laiku.
Teorētiskā informācija par problēmu
ķīmiskās reakcijas, kas plūst elektriskās strāvas iedarbībā uz elektrodiem, kas ievietoti elektrolīta šķīdumā vai kausējumā, sauc par elektrolīzi. Apsveriet piemēru.
Glāzē aptuveni 700 ° C temperatūrā ir nātrija hlorīda NaCl kausējums, tajā ir iegremdēti elektrodi. Pirms elektriskās strāvas izlaišanas caur kausējumu Na + un Cl - joni pārvietojas nejauši, taču, pieslēdzot elektrisko strāvu, šo daļiņu kustība kļūst sakārtota: Na + joni steidzas uz negatīvi lādētu elektrodu, bet Cl - joni. - uz pozitīvi lādētu elektrodu.
Un viņš Lādēts atoms vai atomu grupa, kam ir lādiņš.
Katjons ir pozitīvi lādēts jons.
Anjons ir negatīvi lādēts jons.
Katods- pret to virzās negatīvi lādēts elektrods (pozitīvi lādēti joni - katjoni).
Anods- uz to virzās pozitīvi lādēts elektrods (negatīvi lādēti joni - anjoni).
Nātrija hlorīda kausējuma elektrolīze uz platīna elektrodiem
Kopējā reakcija:
Nātrija hlorīda ūdens šķīduma elektrolīze uz oglekļa elektrodiem
Kopējā reakcija:
vai molekulārā formā:
Vara(II) hlorīda ūdens šķīduma elektrolīze uz oglekļa elektrodiem
Kopējā reakcija:
AT elektroķīmiskās sērijas metālu aktivitātes dēļ varš atrodas pa labi no ūdeņraža, tāpēc varš tiks reducēts pie katoda, bet hlors oksidēsies pie anoda.
Nātrija sulfāta ūdens šķīduma elektrolīze uz platīna elektrodiem
Kopējā reakcija:
Līdzīgi notiek kālija nitrāta ūdens šķīduma elektrolīze (platīna elektrodi).
Cinka sulfāta ūdens šķīduma elektrolīze uz grafīta elektrodiem
Kopējā reakcija:
Dzelzs (III) nitrāta ūdens šķīduma elektrolīze uz platīna elektrodiem
Kopējā reakcija:
Sudraba nitrāta ūdens šķīduma elektrolīze uz platīna elektrodiem
Kopējā reakcija:
Alumīnija sulfāta ūdens šķīduma elektrolīze uz platīna elektrodiem
Kopējā reakcija:
Vara sulfāta ūdens šķīduma elektrolīze uz vara elektrodiem - elektroķīmiskā attīrīšana
CuSO 4 koncentrācija šķīdumā paliek nemainīga, process tiek samazināts līdz anoda materiāla pārnešanai uz katodu. Tāda ir elektroķīmiskās attīrīšanas (tīra metāla iegūšana) procesa būtība.
Sastādot konkrēta sāls elektrolīzes shēmas, jāatceras, ka:
– metāla katjoni ar augstāku standarta elektrodu potenciālu (SEP) nekā ūdeņradis (no vara līdz zeltam ieskaitot) elektrolīzes laikā gandrīz pilnībā tiek reducēti uz katoda;
– metāla katjoni ar mazām SEP vērtībām (no litija uz alumīniju ieskaitot) netiek reducēti pie katoda, bet tā vietā ūdens molekulas tiek reducētas līdz ūdeņradim;
– metālu katjoni, kuru SEC vērtības ir mazākas par ūdeņraža vērtībām, bet lielākas nekā alumīnija (no alumīnija uz ūdeņradi), elektrolīzes laikā pie katoda tiek reducēti vienlaikus ar ūdeni;
- ja ūdens šķīdumā ir dažādu metālu katjonu maisījums, piemēram, Ag +, Cu 2+, Fe 2+, tad šajā maisījumā pirmais reducēsies sudrabs, pēc tam varš un pēdējais dzelzs;
- uz nešķīstoša anoda elektrolīzes laikā anjoni vai ūdens molekulas oksidējas, un anjoni S 2–, I –, Br – , Cl – viegli oksidējas;
– ja šķīdumā ir skābekli saturošu skābju anjoni , , , , tad ūdens molekulas pie anoda oksidējas līdz skābeklim;
- ja anods ir šķīstošs, tad elektrolīzes laikā tas pats oksidējas, t.i., sūta elektronus uz ārējo ķēdi: elektroniem atbrīvojoties, elektroda un šķīduma līdzsvars tiek nobīdīts un anods izšķīst.
Ja no visas elektrodu procesu sērijas izceļam tikai tos, kas atbilst vispārējam vienādojumam
M z+ + ze=M,
tad saņemam metāla sprieguma diapazons. Šajā rindā vienmēr tiek ievietots arī ūdeņradis, kas ļauj redzēt, kuri metāli spēj izspiest ūdeņradi no skābju ūdens šķīdumiem un kuri ne (tabula).
Tabula
Stresa metālu klāsts
| Vienādojums elektrodu process |
Standarta elektrodu potenciāls plkst 25 °С, V |
Vienādojums elektrodu process |
Standarta elektrodu potenciāls 25 °C temperatūrā, V |
|---|---|---|---|
| Li + + 1 e= Li0 | –3,045 | Co2++2 e= Co0 | –0,277 |
| Rb + + 1 e= Rb0 | –2,925 | Ni 2+ + 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 | 2++2. punkts 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 |
Vienkāršākā formā metāla spriegumu sēriju var attēlot šādi:
Lai atrisinātu lielāko daļu elektrolīzes problēmu, ir nepieciešamas zināšanas par Faradeja likumu, kura formulas izteiksme ir dota zemāk:
m = M es t/(z F),
kur m ir uz elektroda izdalītās vielas masa, F- Faradeja skaitlis, kas vienāds ar 96 485 A s / mol vai 26,8 A h / mol, M ir elementa molārā masa, kas tiek samazināta elektrolīzes laikā, t– elektrolīzes procesa laiks (sekundēs), es- strāvas stiprums (ampēros), z ir procesā iesaistīto elektronu skaits.
Uzdevuma nosacījumi
1. Kāda niķeļa masa izdalīsies niķeļa nitrāta šķīduma elektrolīzes laikā 1 stundu pie 20 A strāvas?
2. Pie kāda strāvas stipruma ir nepieciešams veikt sudraba nitrāta šķīduma elektrolīzes procesu, lai 10 stundu laikā iegūtu 0,005 kg tīra metāla?
3. Kāda vara masa izdalīsies vara (II) hlorīda kausējuma elektrolīzes laikā 2 stundas pie 50 A strāvas?
4. Cik ilgs laiks nepieciešams, lai elektrolizētu cinka sulfāta ūdens šķīdumu pie 120 A strāvas, lai iegūtu 3,5 g cinka?
5. Kāda dzelzs masa izdalīsies dzelzs(III) sulfāta šķīduma elektrolīzes laikā pie 200 A strāvas 2 stundas?
6. Pie kāda strāvas stipruma ir nepieciešams veikt vara (II) nitrāta šķīduma elektrolīzes procesu, lai 15 stundu laikā iegūtu 200 g tīra metāla?
7. Kurā laikā ir jāveic dzelzs (II) hlorīda kausējuma elektrolīzes process pie 30 A strāvas, lai iegūtu 20 g tīras dzelzs?
8. Pie kāda strāvas stipruma nepieciešams veikt dzīvsudraba (II) nitrāta šķīduma elektrolīzes procesu, lai 1,5 stundu laikā iegūtu 0,5 kg tīra metāla?
9. Pie kāda strāvas stipruma ir nepieciešams veikt nātrija hlorīda kausējuma elektrolīzes procesu, lai 1,5 stundu laikā iegūtu 100 g tīra metāla?
10. Kālija hlorīda kausējums tika pakļauts elektrolīzei 2 stundas ar 5 A strāvu. Iegūtais metāls reaģēja ar ūdeni, kas sver 2 kg. Kāda sārma šķīduma koncentrācija tika iegūta šajā gadījumā?
11.
Cik grami 30% sālsskābes šķīduma būs nepieciešami pilnīgai mijiedarbībai ar dzelzi, kas iegūta, elektrolīzē dzelzs (III) sulfāta šķīdumu 0,5 h pie strāvas stipruma
10 A?
12. Alumīnija hlorīda kausējuma elektrolīzes procesā, kas tika veikts 245 minūtes ar strāvu 15 A, tika iegūts tīrs alumīnijs. Cik gramus dzelzs var iegūt ar aluminotermisko metodi, ja noteikta alumīnija masa mijiedarbojas ar dzelzs(III) oksīdu?
13. Cik mililitru 12% KOH šķīduma ar blīvumu 1,111 g / ml būs nepieciešams, lai reaģētu ar alumīniju (veidojot kālija tetrahidroksialuminātu), kas iegūts alumīnija sulfāta šķīduma elektrolīzē 300 minūtes ar 25 A strāvu ?
14. Cik mililitru 20% sērskābes šķīduma ar blīvumu 1,139 g / ml būs nepieciešams, lai mijiedarbotos ar cinku, kas iegūts, elektrolīzē cinka sulfāta šķīdumu 100 minūtes ar strāvu 55 A?
15. Kāds slāpekļa oksīda (IV) tilpums (n.o.) tiks iegūts, kad karstas koncentrētas slāpekļskābes pārpalikums reaģē ar hromu, kas iegūts hroma (III) sulfāta šķīduma elektrolīzē 100 minūtes pie 75 A strāvas?
16. Kāds slāpekļa oksīda (II) tilpums (n.o.) tiks iegūts, slāpekļskābes šķīduma pārpalikumam reaģējot ar varu, kas iegūts vara(II) hlorīda kausējuma elektrolīzē 50 minūtes pie strāvas stipruma 10,5 A?
17. Kurā laikā ir jāveic dzelzs (II) hlorīda kausējuma elektrolīze pie 30 A strāvas, lai iegūtu dzelzi, kas nepieciešama pilnīgai mijiedarbībai ar 100 g 30% sālsskābes šķīduma?
18. Kurā laikā ir jāveic niķeļa nitrāta šķīduma elektrolīze pie 15 A strāvas, lai karsējot iegūtu niķeli, kas nepieciešams pilnīgai mijiedarbībai ar 200 g 35% sērskābes šķīduma?
19. Nātrija hlorīda kausējums tika elektrolizēts ar 20 A strāvu 30 minūtes, bet kālija hlorīda kausējums tika elektrolizēts 80 minūtes ar strāvu 18 A. Abi metāli tika izšķīdināti 1 kg ūdens. Atrodiet sārmu koncentrāciju iegūtajā šķīdumā.
20.
Magnijs, ko iegūst magnija hlorīda kausējuma elektrolīzē 200 minūtes pie strāvas stipruma
10 A, izšķīdināts 1,5 l 25% sērskābes šķīduma ar blīvumu 1,178 g / ml. Atrodiet magnija sulfāta koncentrāciju iegūtajā šķīdumā.
21. Cinks, ko iegūst, elektrolīzē no cinka sulfāta šķīduma 100 minūtes pie strāvas stipruma
17 A, tika izšķīdināts 1 l 10% sērskābes šķīduma ar blīvumu 1,066 g/ml. Atrodiet cinka sulfāta koncentrāciju iegūtajā šķīdumā.
22. Dzelzs, kas iegūts ar dzelzs (III) hlorīda kausējuma elektrolīzi 70 minūtes ar 11 A strāvu, tika saberzts pulverī un iegremdēts 300 g 18% vara (II) sulfāta šķīdumā. Atrodiet nogulsnētā vara masu.
23.
Magnijs, ko iegūst magnija hlorīda elektrolīzē, kūst 90 minūtes pie strāvas stipruma
17 A, tika iegremdēti sālsskābes pārpalikumā. Atrodiet izdalītā ūdeņraža tilpumu un daudzumu (n.o.s.).
24. Alumīnija sulfāta šķīdums tika pakļauts elektrolīzei 1 stundu ar 20 A strāvu. Cik grami 15% sālsskābes šķīduma būtu nepieciešami pilnīgai mijiedarbībai ar iegūto alumīniju?
25. Cik litru skābekļa un gaisa (N.O.) vajadzēs, lai pilnībā sadegtu magnijs, kas iegūts magnija hlorīda kausējuma elektrolīzē 35 minūtes pie 22 A strāvas?
Atbildes un risinājumus skatiet tālāk norādītajos skaitļos
Kas plūst elektriskās strāvas iedarbībā uz elektrodiem, kas iegremdēti šķīdumā vai izkausētā elektrolītā.
Ir divu veidu elektrodi.
Anods oksidēšanās.
Katods ir elektrods, pie kura atveseļošanās. Anjoni mēdz uz anodu, jo tam ir pozitīvs lādiņš. Katjoni tiecas uz katodu, jo tas ir negatīvi lādēts un saskaņā ar fizikas likumiem pievelkas pretēji lādiņi. Jebkurā elektroķīmiskā procesā ir abi elektrodi. Ierīci, kurā tiek veikta elektrolīze, sauc par elektrolizatoru. Rīsi. viens.
Elektrolīzes kvantitatīvos raksturlielumus izsaka divi Faradeja likumi:
1) Uz elektroda izdalītās vielas masa ir tieši proporcionāla elektroenerģijas daudzumam, kas izgājis caur elektrolītu.
2) Dažādu ķīmisko savienojumu elektrolīzes laikā vienādi elektroenerģijas daudzumi uz elektrodiem izdala vielu masas, kas ir proporcionālas to elektroķīmiskajiem ekvivalentiem.
Šos divus likumus var apvienot vienā vienādojumā:
kur m ir izdalītās vielas masa, g;
n ir elektrodu procesā pārnesto elektronu skaits;
F ir Faradeja skaitlis ( F=96485 C/mol)
es– strāvas stiprums, A;
t– laiks, s;
M ir izdalītās vielas molārā masa, g/mol.
Ar elektrolīzi ūdens šķīdumi elektrodu procesi ir sarežģīti jonu konkurences dēļ (elektrolīzē var piedalīties arī ūdens molekulas). Atgūšana pie katoda ir saistīta ar metāla stāvokli standarta elektrodu potenciālu sērijā.
Metāla katjoni, kuru standarta elektrodu potenciāls ir lielāks nekā ūdeņraža potenciāls (no Cu2+ līdz Au3+), elektrolīzes laikā katoda tuvumā gandrīz pilnībā tiek reducēti. Me n+ + nē →Me Metālu katjoni ar zemu standarta elektrodu potenciālu (Li2+ līdz Al3+ ieskaitot) pie katoda netiek reducēti, bet tā vietā tiek reducētas ūdens molekulas. 2H2O + 2ē → H2 + 2OH- Metālu katjoni, kuru standarta elektroda potenciāls ir mazāks par ūdeņraža potenciālu, bet lielāks par alumīnija potenciālu (no Mn2+ uz H), elektrolīzes laikā pie katoda tiek reducēti vienlaikus ar ūdens molekulām. Me n+ + nē → Me 2H2O + 2ē → H2 + 2OH- Vairāku katjonu klātbūtnē šķīdumā vismazāk aktīvā metāla katjoni tiek reducēti pirmām kārtām uz katoda.
Nātrija sulfāta (Na2SO4) piemērs
Na2SO4↔ 2Na++ SO42-
katods: 2H2O + 2e → H2 + 2OH-
anods: 2H2O - 4e → O2 + 4H+
4OH-- 4H+→ 4H2O
ar elektrolīzi kūst tiek iegūti daudzi reaktīvi metāli. Nātrija sulfāta kausējuma disociācijas laikā veidojas nātrija joni un sulfāta joni.
Na2SO4 → 2Na+ + SO42−
- pie katoda izdalās nātrijs:
Na+ + 1e− → Na
– pie anoda izdalās skābeklis un sēra oksīds (VI):
2SO42− − 4 e− → 2SO3 + О2
- reakcijas kopējais jonu vienādojums (katoda procesa vienādojums tika reizināts ar 4)
4 Na+ + 2SO42− → 4 Na 0 + 2SO3 + O2
- kopējā reakcija:
4 Na2SO44 Na 0 + 2SO3 + O2
Izkausētu sāļu elektrolīze
Lai iegūtu ļoti aktīvus metālus (nātriju, alumīniju, magniju, kalciju utt.), kas viegli mijiedarbojas ar ūdeni, izmanto izkausētu sāļu vai oksīdu elektrolīzi:
1. Vara (II) hlorīda kausējuma elektrolīze.
Elektrodu procesus var izteikt kā pusreakcijas:
pie katoda K(-): Сu 2+ + 2e = Cu 0 - katoda samazināšana
pie anoda A (+): 2Cl - - 2e \u003d Cl 2 - anoda oksidēšana
Vielas elektroķīmiskās sadalīšanās kopējā reakcija ir divu elektrodu pusreakciju summa, un vara hlorīdam to izsaka ar vienādojumu:
Cu 2+ + 2 Cl - \u003d Cu + Cl 2
Sārmu un okso skābju sāļu elektrolīzes laikā pie anoda izdalās skābeklis:
4OH - - 4e \u003d 2H 2O + O 2
2SO 4 2– - 4e \u003d 2SO 3 + O 2
2. Kālija hlorīda kausējuma elektrolīze:
Šķīduma elektrolīze
Redoksreakciju kombināciju, kas notiek uz elektrodiem elektrolītu šķīdumos vai kūst, kad caur tiem tiek izlaista elektriskā strāva, sauc par elektrolīzi.
Uz strāvas avota katoda "-" notiek elektronu pārnešana uz katjoniem no šķīduma vai kausējuma, tāpēc katods ir "reducētājs".
Pie “+” anoda elektronus izdala anjoni, tāpēc anods ir “oksidētājs”.
Elektrolīzes laikā konkurējoši procesi var notikt gan pie anoda, gan pie katoda.
Ja elektrolīzi veic, izmantojot inertu (nepatērējamu) anodu (piemēram, grafītu vai platīnu), parasti sacenšas divi oksidatīvie un divi reducēšanas procesi:
pie anoda - anjonu un hidroksīda jonu oksidēšana,
pie katoda - katjonu un ūdeņraža jonu reducēšana.
Ja elektrolīzi veic, izmantojot aktīvo (patērējamo) anodu, process kļūst sarežģītāks un konkurējošās reakcijas uz elektrodiem ir:
pie anoda - anjonu un hidroksīda jonu oksidēšana, metāla - anoda materiāla anodiskā šķīdināšana;
pie katoda - sāls katjona un ūdeņraža jonu reducēšana, metālu katjonu reducēšana, kas iegūta, izšķīdinot anodu.
Izvēloties visticamāko procesu pie anoda un katoda, jāvadās no pozīcijas, ka noritēs reakcija, kas prasa vismazāko enerģijas patēriņu. Turklāt, lai izvēlētos visticamāko procesu pie anoda un katoda sāls šķīdumu elektrolīzes laikā ar inertu elektrodu, tiek izmantoti šādi noteikumi:
1. Pie anoda var veidoties šādi produkti:
a) elektrolīzes laikā šķīdumiem, kas satur anjonus SO 4 2-, NO - 3, PO 4 3-, kā arī sārmu šķīdumus uz anoda, tiek oksidēts ūdens un izdalās skābeklis;
A + 2H 2 O - 4e - \u003d 4H + + O 2
b) anjonu oksidēšanās laikā izdalās attiecīgi Cl - , Br - , I - hlors, broms, jods;
A + Cl - + e - \u003d Cl 0
2. Uz katoda var veidoties šādi produkti:
a) elektrolīzes laikā sāls šķīdumiem, kas satur jonus, kas atrodas virknē spriegumu pa kreisi no Al 3+, uz katoda tiek reducēts ūdens un izdalās ūdeņradis;
K - 2H 2 O + 2e - \u003d H 2 + 2OH -
b) ja metāla jons atrodas sprieguma virknē pa labi no ūdeņraža, tad pie katoda izdalās metāls.
K - Me n + + ne - \u003d Me 0
c) elektrolīzes laikā sāls šķīdumiem, kas satur jonus, kas atrodas virknē spriegumu starp Al + un H +, katodā var notikt konkurējoši procesi gan katjonu reducēšanās, gan ūdeņraža izdalīšanās procesā.
Piemērs: sudraba nitrāta ūdens šķīduma elektrolīze uz inertiem elektrodiem
Sudraba nitrāta disociācija:
AgNO 3 \u003d Ag + + NO 3 -
AgNO 3 ūdens šķīduma elektrolīzes laikā pie katoda tiek reducēti Ag + joni, un pie anoda tiek oksidētas ūdens molekulas:
Katods: Ag + + e = A g
Anods: 2H 2 O - 4e \u003d 4H + + O 2
Kopsavilkuma vienādojums:__________________________________________________
4AgNO 3 + 2H 2 O \u003d 4Ag + 4HNO 3 + O 2
Izveidojiet shēmas ūdens šķīdumu elektrolīzei: a) vara sulfāts; b) magnija hlorīds; c) kālija sulfāts.
Visos gadījumos elektrolīzi veic, izmantojot oglekļa elektrodus.
Piemērs: Vara hlorīda ūdens šķīduma elektrolīze uz inertiem elektrodiem
Vara hlorīda disociācija:
CuCl 2 ↔ Сu 2+ + 2Cl -
Šķīdums satur Cu 2+ un 2Cl - jonus, kas elektriskās strāvas iedarbībā tiek novirzīti uz attiecīgajiem elektrodiem:
Katods - Cu 2+ + 2e = Cu 0
Anods + 2Cl - - 2e = Cl 2
_______________________________
CuCl 2 \u003d Cu + Cl 2
Pie katoda izdalās metālisks varš, un pie anoda izdalās hlora gāze.
Ja aplūkotajā CuCl 2 šķīduma elektrolīzes piemērā par anodu tiek ņemta vara plāksne, tad pie katoda un anoda, kur notiek oksidācijas procesi, izdalās varš, nevis izvada Cl 0 jonus un izdala hloru. , anods (varš) ir oksidēts.
Šajā gadījumā anods pats izšķīst, un Cu 2+ jonu veidā tas nonāk šķīdumā.
CuCl 2 elektrolīzi ar šķīstošu anodu var uzrakstīt šādi:
Sāls šķīdumu elektrolīze ar šķīstošu anodu tiek samazināta līdz anoda materiāla oksidēšanai (tā izšķīšanai), un to pavada metāla pārnešana no anoda uz katodu. Šo īpašību plaši izmanto metālu attīrīšanā (attīrīšanā) no piesārņojuma.
Piemērs: Magnija hlorīda ūdens šķīduma elektrolīze uz inertiem elektrodiem
Magnija hlorīda disociācija ūdens šķīdumā:
MgCl 2 ↔ Mg 2+ + 2Cl -
Magnija jonus nevar reducēt ūdens šķīdumā (tiek reducēts ūdens), hlorīda joni tiek oksidēti.
Elektrolīzes shēma:
Piemērs: Vara sulfāta ūdens šķīduma elektrolīze uz inertiem elektrodiem
Šķīdumā vara sulfāts sadalās jonos:
CuSO 4 \u003d Cu 2+ + SO 4 2-
Vara jonus var reducēt pie katoda ūdens šķīdumā.
Sulfātu joni ūdens šķīdumā nav oksidēti, tāpēc ūdens oksidēsies pie anoda.
Elektrolīzes shēma:
Aktīvā metāla sāls un skābekli saturošas skābes (K 2 SO 4) ūdens šķīduma elektrolīze uz inertiem elektrodiem
Piemērs: kālija sulfāta disociācija ūdens šķīdumā:
K 2 SO 4 \u003d 2K + + SO 4 2-
Kālija jonus un sulfātu jonus nevar izlādēt pie elektrodiem ūdens šķīdumā, tāpēc katodā notiks reducēšanās un pie anoda oksidēsies ūdens.
Elektrolīzes shēma:
vai, ņemot vērā, ka 4H + + 4OH - \u003d 4H 2 O (veic ar maisīšanu),
H 2 O 2H 2 + O 2
Ja caur aktīvā metāla sāls un skābekli saturošas skābes ūdens šķīdumu izlaiž elektrisko strāvu, tad netiek izvadīti ne metāla katjoni, ne skābes atlikuma joni.
Pie katoda izdalās ūdeņradis, un pie anoda izdalās skābeklis, un elektrolīze tiek samazināta līdz ūdens elektrolītiskajai sadalīšanai.
Nātrija hidroksīda kausējuma elektrolīze
Ūdens elektrolīzi vienmēr veic inerta elektrolīta klātbūtnē (lai palielinātu ļoti vāja elektrolīta - ūdens elektrisko vadītspēju):
Faradeja likums
Elektriskās strāvas iedarbībā izveidotās vielas daudzuma atkarību no laika, strāvas stipruma un elektrolīta rakstura var noteikt, pamatojoties uz vispārināto Faradeja likumu:
kur m ir elektrolīzes laikā radušās vielas masa (g);
E - ekvivalenta vielas masa (g / mol);
M ir vielas molārā masa (g/mol);
n ir doto vai saņemto elektronu skaits;
I - strāvas stiprums (A); t ir procesa ilgums (-i);
F - Faradeja konstante, kas raksturo elektroenerģijas daudzumu, kas nepieciešams, lai atbrīvotu 1 ekvivalentu vielas masu (F = 96 500 C/mol = 26,8 Ah/mol).
Neorganisko savienojumu hidrolīze
Sāls jonu mijiedarbību ar ūdeni, kas izraisa vāju elektrolītu molekulu veidošanos, sauc par sāls hidrolīzi.
Ja mēs uzskatām sāli par bāzes neitralizācijas produktu ar skābi, tad sāļus var iedalīt četrās grupās, no kurām katrai hidrolīze notiks savā veidā.
1. Sāls, ko veido spēcīga bāze un spēcīga skābe KBr, NaCl, NaNO 3), netiks hidrolizēts, jo šajā gadījumā neveidojas vājš elektrolīts. Vides reakcija paliek neitrāla.
2. Sālī, ko veido vāja bāze un spēcīga skābe FeCl 2, NH 4 Cl, Al 2 (SO 4) 3, MgSO 4), katjons tiek hidrolizēts:
FeCl 2 + HOH → Fe(OH)Cl + HCl
Fe 2+ + 2Cl - + H + + OH - → FeOH + + 2Cl - + H +
Hidrolīzes rezultātā veidojas vājš elektrolīts, H + jons un citi joni. šķīduma pH< 7 (раствор приобретает кислую реакцию).
3. Sāls, ko veido spēcīga bāze un vāja skābe (KClO, K 2 SiO 3, Na 2 CO 3, CH 3 COONa), iziet anjonu hidrolīzi, kā rezultātā veidojas vājš elektrolīts, hidroksīda jons un citi joni.
K 2 SiO 3 + HOH → KHSiO 3 + KOH
2K + +SiO 3 2- + H + + OH - → HSiO 3 - + 2K + + OH -
Šādu šķīdumu pH ir > 7 (šķīdums iegūst sārmainu reakciju).
4. Sāls, ko veido vāja bāze un vāja skābe (CH 3 COONH 4, (NH 4) 2 CO 3, Al 2 S 3), tiek hidrolizēts gan ar katjonu, gan ar anjonu. Rezultātā veidojas bāze un skābe ar zemu disociāciju. Šādu sāļu šķīdumu pH ir atkarīgs no skābes un bāzes relatīvās stiprības.
Algoritms vājas skābes sāls un stipras bāzes hidrolīzes reakciju vienādojumu rakstīšanai
Ir vairākas sāļu hidrolīzes iespējas:
1. Vājas skābes un stipras bāzes sāls hidrolīze: (CH 3 COONa, KCN, Na 2 CO 3).
1. piemērs Nātrija acetāta hidrolīze.
vai CH 3 COO - + Na + + H 2 O ↔ CH 3 COOH + Na + + OH -
CH 3 COO - + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH -
Tā kā etiķskābe disociējas vāji, acetāta jons saista H + jonu, un ūdens disociācijas līdzsvars nobīdās pa labi saskaņā ar Le Šateljē principu.
OH - joni uzkrājas šķīdumā (pH > 7)
Ja sāli veido daudzbāziska skābe, tad hidrolīze notiek pa posmiem.
Piemēram, karbonātu hidrolīze: Na 2 CO 3
I posms: CO 3 2– + H 2 O ↔ HCO 3 – + OH –
II posms: HCO 3 - + H 2 O ↔ H 2 CO 3 + OH -
Na 2 CO 3 + H 2 O \u003d NaHCO 3 + NaOH
Praktiska nozīme parasti ir tikai procesam, kas iet cauri pirmajam posmam, kas, kā likums, ir ierobežots, novērtējot sāļu hidrolīzi.
Hidrolīzes līdzsvars otrajā posmā ir ievērojami nobīdīts pa kreisi, salīdzinot ar pirmās pakāpes līdzsvaru, jo pirmajā posmā veidojas vājāks elektrolīts (HCO 3 -) nekā otrajā (H 2 CO 3)
2. piemērs. Rubīdija ortofosfāta hidrolīze.
1. Nosakiet hidrolīzes veidu:
Rb3PO4 ↔ 3Rb + + PO 4 3–
Rubidijs ir sārmu metāls, tā hidroksīds ir spēcīga bāze, fosforskābe, īpaši tās trešajā disociācijas stadijā, kas atbilst fosfātu veidošanās procesam, ir vāja skābe.
Notiek anjonu hidrolīze.
PO 3- 4 + H–OH ↔ HPO 2- 4 + OH – .
Produkti - hidrofosfāta un hidroksīda joni, vidējs - sārmains.
3. Mēs veidojam molekulāro vienādojumu:
Rb 3 PO 4 + H 2 O ↔ Rb 2 HPO 4 + RbOH.
Mēs saņēmām skābu sāli - rubīdija hidrogēnfosfātu.
Algoritms stipras skābes sāls un vājas bāzes hidrolīzes reakciju vienādojumu rakstīšanai
2. Stipras skābes un vājas bāzes sāls hidrolīze: NH 4 NO 3, AlCl 3, Fe 2 (SO 4) 3.
1. piemērs. Amonija nitrāta hidrolīze.
NH 4 + + NO 3 - + H 2 O ↔ NH 4 OH + NO 3 - + H +
NH 4 + + H 2 O ↔ NH 4 OH + H +
Ja katjons ir daudzkārt uzlādēts, hidrolīze notiek pa posmiem, piemēram:
I posms: Cu 2+ + HOH ↔ CuOH + + H +
II stadija: CuOH + + HOH ↔ Cu(OH) 2 + H +
CuCl 2 + H 2 O \u003d CuOHCl + HCl
Šajā gadījumā arī ūdeņraža jonu koncentrāciju un barotnes pH šķīdumā nosaka galvenokārt hidrolīzes pirmais posms.
2. piemērs Vara(II) sulfāta hidrolīze
1. Nosakiet hidrolīzes veidu. Šajā posmā ir nepieciešams uzrakstīt sāls disociācijas vienādojumu:
CuSO4 ↔ Cu 2+ + SO2-4.
Sāli veido vājas bāzes katjons (pasvītrots) un stipras skābes anjons. Hidrolīze notiek pie katjona.
2. Uzrakstām jonu hidrolīzes vienādojumu, nosakām vidi:
Cu 2+ + H-OH ↔ CuOH + + H + .
Veidojas hidroksomēra(II) katjons un ūdeņraža jons, vide ir skāba.
3. Sastādām molekulāro vienādojumu.
Jāņem vērā, ka šāda vienādojuma sastādīšana ir zināms formāls uzdevums. No pozitīvajām un negatīvajām daļiņām šķīdumā mēs veidojam neitrālas daļiņas, kas pastāv tikai uz papīra. Šajā gadījumā mēs varam izveidot formulu (CuOH) 2 SO 4, taču šim nolūkam mums ir garīgi jāreizina mūsu jonu vienādojums ar divi.
Mēs iegūstam:
2CuSO 4 + 2H 2 O ↔ (CuOH) 2 SO 4 + H 2 SO 4.
Lūdzu, ņemiet vērā, ka reakcijas produkts pieder bāzisko sāļu grupai. Bāzes sāļu nosaukumi, kā arī vidējo sāļu nosaukumi jāsastāv no anjona un katjona nosaukumiem, šajā gadījumā sāli sauksim par "hidroksomedi(II) sulfātu".
Algoritms vājas skābes sāls un vājas bāzes hidrolīzes reakciju vienādojumu rakstīšanai
3. Vājas skābes un vājas bāzes sāls hidrolīze:
1. piemērs Amonija acetāta hidrolīze.
CH 3 COO - + NH 4 + + H 2 O ↔ CH 3 COOH + NH 4 OH
Šajā gadījumā veidojas divi nedaudz disociēti savienojumi, un šķīduma pH ir atkarīgs no skābes un bāzes relatīvās stiprības.
Ja hidrolīzes produktus var noņemt no šķīduma, piemēram, nogulšņu vai gāzveida vielas veidā, tad hidrolīze turpinās līdz beigām.
2. piemērs Alumīnija sulfīda hidrolīze.
Al 2S 3 + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 + 3H 2 S
2A l 3+ + 3 S 2- + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 (nogulsnes) + ZN 2 S (gāze)
3. piemērs Alumīnija acetāta hidrolīze
1. Nosakiet hidrolīzes veidu:
Al(CH3COO)3 = Al 3+ + 3CH 3 dūdot – .
Sāli veido vājas bāzes katjons un vājas skābes anjoni.
2. Uzrakstām jonu hidrolīzes vienādojumus, nosakām vidi:
Al 3+ + H–OH ↔ AlOH 2+ + H + ,
CH 3 COO - + H-OH ↔ CH 3 COOH + OH - .
Ņemot vērā, ka alumīnija hidroksīds ir ļoti vāja bāze, mēs pieņemam, ka hidrolīze pie katjona notiks lielākā mērā nekā pie anjona. Tāpēc šķīdumā būs pārāk daudz ūdeņraža jonu, un vide būs skāba.
Nemēģiniet šeit izveidot kopējo reakcijas vienādojumu. Abas reakcijas ir atgriezeniskas, nekādā veidā nav saistītas viena ar otru, un šādai summēšanai nav nozīmes.
3 . Mēs veidojam molekulāro vienādojumu:
Al (CH 3 COO) 3 + H 2 O \u003d AlOH (CH 3 COO) 2 + CH 3 COOH.
Šis ir arī formāls vingrinājums, lai apmācītu sāļu formulēšanu un to nomenklatūru. Iegūtais sāls tiks saukts par hidroksoalumīnija acetātu.
Algoritms stipras skābes sāls un stipras bāzes hidrolīzes reakciju vienādojumu rakstīšanai
4. Sāļi, ko veido spēcīga skābe un stipra bāze, nehidrolīzē, jo vienīgais vāji disociējošais savienojums ir H2O.
Stipras skābes un spēcīgas bāzes sāls netiek hidrolizēts, un šķīdums ir neitrāls.