Równanie elektrolizy roztworu siarczynu sodu. Elektroliza stopów i roztworów substancji
Moduł 2. Podstawowe procesy chemiczne i właściwości substancji
Laboratorium #7
Temat: Elektroliza wodnych roztworów soli
przez elektrolizę nazywany procesem redoks, który zachodzi na elektrodach, gdy prąd elektryczny przepływa przez roztwór lub stopiony elektrolit.
Gdy stały prąd elektryczny przepływa przez roztwór elektrolitu lub stopiony, kationy przemieszczają się w kierunku katody, a aniony w kierunku anody. Na elektrodach zachodzą procesy utleniania-redukcji; Katoda jest środkiem redukującym, ponieważ oddaje elektrony kationom, a anoda jest środkiem utleniającym, ponieważ przyjmuje elektrony z anionów. Reakcje zachodzące na elektrodach zależą od składu elektrolitu, rodzaju rozpuszczalnika, materiału elektrod i trybu pracy ogniwa.
Chemia procesu elektrolizy stopionego chlorku wapnia:
CaCl2 ↔ Ca2+ + 2Cl -
na katodzie Ca 2+ + 2e → Ca °
na anodzie 2Cl - - 2e → 2C1 ° → C1 2
Elektroliza roztworu siarczanu potasu na nierozpuszczalnej anodzie wygląda schematycznie tak:
K 2 SO 4 ↔ 2K + + SO 4 2 -
H 2 O ↔ H + + OH -
na katodzie 2Н + + 2е→2Н°→ Н 2 2
na anodzie 4OH - 4e → O 2 + 4H + 1
K 2 SO 4 + 4 H 2 O 2 H 2 + O 2 + 2K0H + H 2 SO 4
Cel: zapoznanie się z elektrolizą roztworów soli.
Urządzenia i sprzęt: prostownik prądu elektrycznego, elektrolizer, elektrody węglowe, papier ścierny, kubki, podkładka.
Ryż. 1. Urządzenie do przeprowadzania
elektroliza
1 - elektrolizer;
2 - elektrody;
przewody 3-przewodzące; Źródło prądu stałego.
Odczynniki i roztwory: 5% roztwory chlorku miedzi CuС1 2, jodek potasu KI , wodorosiarczan potasu KHSO 4 , siarczan sodu Na 2 SO 4 , siarczan miedzi CuSO 4 , siarczan cynku ZnSO 4 , 20% roztwór wodorotlenku sodu NaOH, płytki miedziane i niklowe, roztwór fenoloftaleiny, kwas azotowy (stęż.) HNO 3 , 1% skrobia roztwór , neutralny papierek lakmusowy, 10% roztwór kwasu siarkowego H 2 SO 4 .
Doświadczenie 1. Elektroliza chlorku miedzi za pomocą nierozpuszczalnych elektrod
Napełnij elektrolizer do połowy objętości 5% roztworem chlorku miedzi. Opuść pręt grafitowy w oba kolana elektrolizera, przymocuj je luźno do segmentów i gumowej rurki. Połącz końce elektrod z przewodami do źródeł prądu stałego. W przypadku delikatnego zapachu chloru należy natychmiast odłączyć elektrolizer od źródła zasilania. Co dzieje się na katodzie? Wykonaj równania reakcji elektrodowych.
Doświadczenie 2. Elektroliza jodku potasu za pomocą nierozpuszczalnych elektrod
Napełnij elektrolizer 5% roztworem jodku potasu, . dodaj 2 krople fenoloftaleiny na każde kolano. Pasta w każde kolano elektrod grafitowych elektrolizera i podłącz je do źródła prądu stałego.
W którym kolanie i dlaczego roztwór zmienił kolor? Dodaj 1 kroplę pasty skrobiowej na każde kolano. Gdzie i dlaczego uwalniany jest jod? Wykonaj równania reakcji elektrodowych. Co powstaje w przestrzeni katodowej?
Doświadczenie 3. Elektroliza siarczanu sodu za pomocą nierozpuszczalnych elektrod
Napełnij połowę objętości elektrolizera 5% roztworem siarczanu sodu i dodaj 2 krople oranżu metylowego lub lakmusu na każde kolano. Włóż elektrody do obu kolan i podłącz je do źródła prądu stałego. Zapisz swoje spostrzeżenia. Dlaczego roztwory elektrolitów zmieniają kolor na różnych elektrodach? Wykonaj równania reakcji elektrodowych. Jakie gazy i dlaczego uwalniają się na elektrodach? Jaka jest istota procesu elektrolizy wodnego roztworu siarczanu sodu
ELEKTROLIZA
Jednym ze sposobów pozyskiwania metali jest elektroliza. Metale aktywne występują w przyrodzie jedynie w postaci związków chemicznych. Jak wyizolować z tych związków w stanie wolnym?
Roztwory i stopione elektrolity przewodzą prąd elektryczny. Jednak, gdy prąd przepływa przez roztwór elektrolitu, mogą wystąpić reakcje chemiczne. Zastanów się, co się stanie, jeśli dwie metalowe płytki zostaną umieszczone w roztworze elektrolitu lub stopie, z których każda jest połączona z jednym z biegunów źródła prądu. Te płytki nazywane są elektrodami. Prąd elektryczny to ruchomy strumień elektronów. W wyniku tego, że elektrony w obwodzie przemieszczają się z jednej elektrody na drugą, na jednej z elektrod pojawia się nadmiar elektronów. Elektrony mają ładunek ujemny, więc ta elektroda zostaje naładowana ujemnie. Nazywa się to katodą. Na drugiej elektrodzie powstaje brak elektronów i jest ona naładowana dodatnio. Ta elektroda nazywa się anodą. Elektrolit w roztworze lub stopie dysocjuje na dodatnio naładowane jony - kationy i ujemnie naładowane - aniony. Kationy są przyciągane do ujemnie naładowanej elektrody - katody. Aniony przyciągane są do dodatnio naładowanej elektrody - anody. Na powierzchni elektrod może zachodzić oddziaływanie między jonami a elektronami.
Elektroliza odnosi się do procesów zachodzących, gdy prąd elektryczny przepływa przez roztwory lub stopione elektrolity.
Procesy zachodzące podczas elektrolizy roztworów i stopów elektrolitów są zupełnie inne. Rozważmy szczegółowo oba te przypadki.
Elektroliza stopu
Jako przykład rozważmy elektrolizę stopionego chlorku sodu. W stopie chlorek sodu dysocjuje na jony Na+
i Cl - : NaCl = Na + + Cl -
Kationy sodu przemieszczają się na powierzchnię ujemnie naładowanej elektrody - katody. Na powierzchni katody znajduje się nadmiar elektronów. Dlatego następuje przeniesienie elektronów z powierzchni elektrody na jony sodu. W tym samym czasie jony Na+ są przekształcane w atomy sodu, czyli kationy są redukowane Na+ . Równanie procesu:
Na + + e - = Na
Jony chlorkowe Cl - przenieść się na powierzchnię dodatnio naładowanej elektrody - anody. Na powierzchni anody powstaje brak elektronów i elektrony są przenoszone z anionów Cl- do powierzchni elektrody. Jednocześnie jony naładowane ujemnie Cl- przekształcają się w atomy chloru, które natychmiast łączą się tworząc cząsteczki chloru C l2 :
2C l - -2e - \u003d Cl 2
Jony chlorkowe tracą elektrony, to znaczy są utleniane.
Napiszmy razem równania procesów zachodzących na katodzie i anodzie
Na + + e - = Na
2 Cl - -2 e - \u003d Cl 2
Jeden elektron bierze udział w procesie redukcji kationów sodu, a 2 elektrony biorą udział w procesie utleniania jonów chloru. Należy jednak przestrzegać zasady zachowania ładunku elektrycznego, to znaczy, że całkowity ładunek wszystkich cząstek w roztworze musi być stały, dlatego liczba elektronów biorących udział w redukcji kationów sodu musi być równa liczbie elektronów bierze udział w utlenianiu jonów chlorkowych, dlatego pierwsze równanie mnożymy przez 2:
Na + + e - \u003d Na 2
2C l - -2e - \u003d Cl 2 1
Dodajemy oba równania razem i otrzymujemy ogólne równanie reakcji.
2 Na + + 2C l - \u003d 2 Na + Cl 2 (równanie reakcji jonowej) lub
2 NaCl \u003d 2 Na + Cl 2 (Równanie reakcji molekularnej)
Tak więc w rozważanym przykładzie widzimy, że elektroliza jest reakcją redoks. Na katodzie redukcja dodatnio naładowanych jonów - kationów, na anodzie - utlenianie ujemnie naładowanych jonów - anionów. Aby zapamiętać, który proces ma miejsce gdzie, możesz użyć „reguły T”:
katoda - kation - redukcja.
Przykład 2Elektroliza stopionego wodorotlenku sodu.
Wodorotlenek sodu w roztworze dysocjuje na kationy i jony wodorotlenkowe.
Katoda (-)<-- Na + + OH - à Анод (+)
Na powierzchni katody kationy sodu ulegają redukcji i powstają atomy sodu:
katoda (-) Na + + e à Na
Jony wodorotlenkowe utleniają się na powierzchni anody, podczas gdy tlen jest uwalniany i powstają cząsteczki wody:
katoda (-) Na + + e à Na
anoda (+)4 OH - - 4 e à 2 H 2 O + O 2
Liczba elektronów biorących udział w reakcji redukcji kationów sodu i reakcji utleniania jonów wodorotlenowych powinna być taka sama. Pomnóżmy więc pierwsze równanie przez 4:
katoda (-) Na + + e à Na 4
anoda (+)4 OH - – 4 e à 2 H 2 O + O 2 1
Łącząc oba równania, otrzymujemy równanie reakcji elektrolizy:
4 NaOH à 4 Na + 2 H 2 O + O 2
Przykład 3Rozważ elektrolizę stopu Al2O3
Stosując tę reakcję, aluminium otrzymuje się z boksytu, naturalnego związku zawierającego dużo tlenku glinu. Temperatura topnienia tlenku glinu jest bardzo wysoka (ponad 2000º C), dlatego dodaje się do niego specjalne dodatki, obniżające temperaturę topnienia do 800-900º C. W stopie tlenek glinu dysocjuje na jony Al 3+ i O 2-. H kationy są redukowane na katodzie Al 3+ , zamieniając się w atomy aluminium:
Al +3 e a Al
Aniony są utleniane na anodzie O 2- zamienia się w atomy tlenu. Atomy tlenu natychmiast łączą się w cząsteczki O 2 :
2 O 2- – 4 i à O 2
Liczba elektronów biorących udział w redukcji kationów glinu i utlenianiu jonów tlenu musi być równa, więc pierwsze równanie mnożymy przez 4, a drugie przez 3:
Al 3+ +3 e à Al 0 4
2 O 2- – 4 i à O 2 3
Dodajmy oba równania i zdobądźmy
4 Al 3+ + 6 O 2- a 4 Al 0 +3 O 2 0 (równanie reakcji jonowej)
2 Al 2 O 3 do 4 Al + 3 O 2
Elektroliza roztworu
W przypadku przepływu prądu elektrycznego przez wodny roztwór elektrolitu sprawę komplikuje obecność w roztworze cząsteczek wody, które mogą również oddziaływać z elektronami. Przypomnijmy, że w cząsteczce wody atomy wodoru i tlenu są połączone polarnym wiązaniem kowalencyjnym. Elektroujemność tlenu jest większa niż elektroujemność wodoru, więc wspólne pary elektronów są przesunięte w kierunku atomu tlenu. Na atomie tlenu powstaje częściowy ładunek ujemny, oznaczony jako δ-, a na atomach wodoru ma częściowy ładunek dodatni, oznaczony jako δ+.
δ+
H-O δ-
│
H δ+
Dzięki temu przesunięciu ładunków cząsteczka wody ma dodatnie i ujemne „bieguny”. Dlatego cząsteczki wody mogą być przyciągane przez dodatnio naładowany biegun do ujemnie naładowanej elektrody - katody i przez ujemny biegun - do dodatnio naładowanej elektrody - anody. Na katodzie cząsteczki wody mogą zostać zredukowane, a wodór jest uwalniany:
Utlenianie cząsteczek wody może nastąpić na anodzie z uwolnieniem tlenu:
2 H 2 O - 4e - \u003d 4H + + O 2
Dlatego na katodzie można zredukować kationy elektrolitu lub cząsteczki wody. Te dwa procesy wydają się ze sobą konkurować. To, jaki proces faktycznie zachodzi na katodzie, zależy od rodzaju metalu. To, czy kationy metali, czy cząsteczki wody zostaną zredukowane na katodzie, zależy od położenia metalu w seria naprężeń w metalu .
Li K Na Ca Mg Al ¦¦ Zn Fe Ni Sn Pb (H 2) ¦¦ Cu Hg Ag Au
Jeśli metal znajduje się w szeregu napięć na prawo od wodoru, kationy metali są redukowane na katodzie i uwalniany jest wolny metal. Jeśli metal znajduje się w szeregu napięć na lewo od aluminium, cząsteczki wody są redukowane na katodzie i uwalniany jest wodór. Wreszcie, w przypadku kationów metali od cynku do ołowiu może wystąpić albo wydzielanie metalu, albo wydzielanie wodoru, a czasami zarówno wodór, jak i metal wydzielają się jednocześnie. Ogólnie rzecz biorąc, jest to dość skomplikowany przypadek, wiele zależy od warunków reakcji: stężenia roztworu, natężenia prądu i innych.
Na anodzie może również zachodzić jeden z dwóch procesów - albo utlenianie anionów elektrolitu, albo utlenianie cząsteczek wody. To, który proces faktycznie zachodzi, zależy od natury anionu. Podczas elektrolizy soli kwasów beztlenowych lub samych kwasów na anodzie utleniają się aniony. Jedynym wyjątkiem jest jon fluorkowy F- . W przypadku kwasów zawierających tlen cząsteczki wody są utleniane na anodzie i uwalniany jest tlen.
Przykład 1Przyjrzyjmy się elektrolizie wodnego roztworu chlorku sodu.
W wodnym roztworze chlorku sodu pojawią się kationy sodu Na + , aniony chloru Cl - i cząsteczki wody.
2 NaCl a 2 Na + + 2 Cl -
2Н 2 О а 2 H + + 2 OH -
katoda (-) 2Na + ; 2H+; 2Н + + 2е а Н 0 2
anoda (+) 2Cl - ; 2OH-; 2 Cl - – 2e a 2 Cl 0
2NaCl + 2H 2 O – H 2 + Cl 2 + 2NaOH
Chemiczny działalność prawie nie ma anionów zmniejsza się.
Przykład 2Co jeśli sól zawiera? SO 4 2- ? Rozważ elektrolizę roztworu siarczanu niklu ( II ). siarczan niklu ( II ) dysocjuje na jony Ni 2+ i SO 4 2-:
NiSO 4 do Ni 2+ + SO 4 2-
H 2 O à H + + OH -
Kationy niklu znajdują się między jonami metali Al 3+ i Pb 2+ , zajmując pozycję środkową w szeregu napięciowym, proces odzyskiwania na katodzie odbywa się zgodnie z obydwoma schematami:
2 H 2 O + 2e - \u003d H 2 + 2OH -
Aniony kwasów zawierających tlen nie są utleniane na anodzie ( seria aktywności anionów ), cząsteczki wody są utleniane:
anoda e à O 2 + 4H +
Napiszmy razem równania procesów zachodzących na katodzie i anodzie:
katoda (-) Ni 2+ ; H+; Ni 2+ + 2е а Ni 0
2 H 2 O + 2e - \u003d H 2 + 2OH -
anoda (+) SO4 2-; OH -; 2H 2 O - 4 e à O 2 + 4H +
4 elektrony biorą udział w procesach redukcji, a 4 elektrony biorą również udział w procesie utleniania. Łącząc te równania, otrzymujemy ogólne równanie reakcji:
Ni 2+ +2 H 2 O + 2 H 2 O à Ni 0 + H 2 + 2OH - + O 2 + 4 H +
Po prawej stronie równania znajdują się jednocześnie jony H + i oh- , które łączą się tworząc cząsteczki wody:
H + + OH - à H 2 O
Dlatego po prawej stronie równania zamiast 4 jonów H + i 2 jonów oh- piszemy 2 cząsteczki wody i 2 jony H+:
Ni 2+ +2 H 2 O + 2 H 2 O à Ni 0 + H 2 +2 H 2 O + O 2 + 2 H +
Zredukujmy dwie cząsteczki wody po obu stronach równania:
Ni 2+ +2 H 2 O à Ni 0 + H 2 + O 2 + 2 H +
To jest krótkie równanie jonowe. Aby uzyskać pełne równanie jonowe, musisz dodać do obu części jon siarczanowy SO 4 2- , powstały podczas dysocjacji siarczanu niklu ( II ) i nie uczestniczą w reakcji:
Ni 2+ + SO 4 2- + 2H 2 O à Ni 0 + H 2 + O 2 + 2H + + SO 4 2-
Tak więc podczas elektrolizy roztworu siarczanu niklu ( II ) wodór i nikiel są uwalniane na katodzie, a tlen na anodzie.
NiSO 4 + 2H 2 O à Ni + H 2 + H 2 SO 4 + O 2
Przykład 3 Napisz równania procesów zachodzących podczas elektrolizy wodnego roztworu siarczanu sodu z obojętną anodą.
Standardowy potencjał elektrody systemu Na + + e = Na 0 jest znacznie bardziej ujemny niż potencjał elektrody wodnej w obojętnym środowisku wodnym (-0,41 V), dlatego na katodzie wystąpi elektrochemiczna redukcja wody, której towarzyszy wydzielanie się wodoru
2Н 2 О а 2 H + + 2 OH -
i jony Na + dochodzące do katody będą się gromadzić w sąsiedniej części roztworu (przestrzeń katodowa).
Na anodzie nastąpi elektrochemiczne utlenianie wody, prowadzące do uwolnienia tlenu.
2 H 2 O - 4e à O 2 + 4 H +
ponieważ odpowiada temu systemowi standardowy potencjał elektrody (1,23 V) jest znacznie niższy niż standardowy potencjał elektrody (2,01 V) charakteryzujący system
2 SO 4 2- + 2 e \u003d S 2 O 8 2-.
Jony SO 4 2- ruch w kierunku anody podczas elektrolizy będzie gromadził się w przestrzeni anodowej.
Mnożąc równanie procesu katodowego przez dwa i dodając je do równania procesu anodowego otrzymujemy całkowite równanie procesu elektrolizy:
6 H 2 O \u003d 2 H 2 + 4 OH - + O 2 + 4 H +
Biorąc pod uwagę, że jony kumulują się jednocześnie w przestrzeni katodowej i jony w przestrzeni anodowej, ogólne równanie procesu można zapisać w postaci:
6H 2 O + 2Na 2 SO 4 \u003d 2H 2 + 4Na + + 4OH - + O 2 + 4H + + 2SO 4 2-
W ten sposób jednocześnie z uwalnianiem wodoru i tlenu powstaje wodorotlenek sodu (w przestrzeni katodowej) i kwas siarkowy (w przestrzeni anodowej).
Przykład 4Elektroliza roztworu siarczanu miedzi ( II) CuSO4.
Katoda (-)<-- Cu 2+ + SO 4 2- à анод (+)
katoda (-) Cu 2+ + 2e à Cu 0 2
anoda (+) 2H 2 O - 4 e à O 2 + 4H + 1
Jony H + pozostają w roztworze i SO 4 2- , ponieważ gromadzi się kwas siarkowy.
2CuSO4 + 2H2O à 2Cu + 2H2SO4 + O2
Przykład 5 Elektroliza roztworu chlorku miedzi ( II) CuCl2.
Katoda (-)<-- Cu 2+ + 2Cl - à анод (+)
katoda (-) Cu 2+ + 2e à Cu 0
anoda (+) 2Cl - – 2e à Cl 0 2
Oba równania dotyczą dwóch elektronów.
Cu 2+ + 2e à Cu 0 1
2Cl - -– 2e à Cl 2 1
Cu 2+ + 2 Cl - à Cu 0 + Cl 2 (równanie jonowe)
CuCl 2 à Cu + Cl 2 (równanie molekularne)
Przykład 6 Elektroliza roztworu azotanu srebra AgNO3.
Katoda (-)<-- Ag + + NO 3 - à Анод (+)
katoda (-) Ag + + e à Ag 0
anoda (+) 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 (równanie jonowe)
4 Ag + + 2 H 2 Oà 4 Ag 0 + 4 H + + O 2 + 4 NIE 3 - (pełne równanie jonowe)
4 AgNO 3 + 2 H 2 Oà 4 Ag 0 + 4 HNO 3 + O 2 (równanie molekularne)
Przykład 7 Elektroliza roztworu kwasu solnegoHCl.
Katoda (-)<-- H + + Cl - à anoda (+)
katoda (-) 2H + + 2 mià H 2
anoda (+) 2Cl - – 2 mià Cl 2
2 H + + 2 Cl - à H 2 + Cl 2 (równanie jonowe)
2 HClà H 2 + Cl 2 (równanie molekularne)
Przykład 8 Elektroliza roztworu kwasu siarkowegoH 2 WIĘC 4 .
Katoda (-) <-- 2H + + SO 4 2- à anoda (+)
katoda (-)2H+ + 2eà H2
anoda(+) 2H 2 O - 4mià O2+4H+
2H+ + 2eà H 2 2
2H2O-4mià O 2 + 4H+1
4H+ + 2H2Oà 2H 2 + 4H + + O 2
2H2Oà 2H2+O2
Przykład 9. Elektroliza roztworu wodorotlenku potasuKOH.
Katoda (-)<-- K + + Oh - à anoda (+)
Kationy potasu nie zostaną zredukowane na katodzie, ponieważ potas znajduje się w szeregu metali na lewo od aluminium, zamiast tego zostaną zredukowane cząsteczki wody:
2H2O + 2eà H 2 + 2OH - 4OH - -4eà 2H 2 O + O 2
katoda(-)2H2O+2eà H2 + 2OH - 2
anoda(+) 4OH - - 4eà 2H 2 O + O 2 1
4H2O + 4OH -à 2H 2 + 4OH - + 2H 2 O + O 2
2 H 2 Oà 2 H 2 + O 2
Przykład 10 Elektroliza roztworu azotanu potasuKNO 3 .
Katoda (-) <-- K + + NO 3 - à anoda (+)
2H2O + 2eà H 2 + 2OH - 2H 2 O - 4mià O2+4H+
katoda(-)2H2O+2eà H2 + 2OH-2
anoda(+) 2H 2 O - 4mià O 2 + 4H+1
4H2O + 2H2Oà 2H2+4OH-+4H++ O2
2H2Oà 2H2+O2
Gdy prąd elektryczny przechodzi przez roztwory kwasów zawierających tlen, zasad i soli kwasów zawierających tlen z metalami znajdującymi się w szeregu metali na lewo od aluminium, praktycznie zachodzi elektroliza wody. W tym przypadku wodór jest uwalniany na katodzie, a tlen na anodzie.
Wnioski. Określając produkty elektrolizy wodnych roztworów elektrolitów, w najprostszych przypadkach można kierować się następującymi względami:
1. Jony metali o małej wartości algebraicznej potencjału standardowego - zLi + zanimGlin 3+ włącznie - mają bardzo słabą tendencję do ponownego przyłączania elektronów, ustępując pod tym względem jonomH + (cm. Seria aktywności kationowej). W elektrolizie wodnych roztworów związków zawierających te kationy funkcję środka utleniającego na katodzie pełnią jonyH + , podczas przywracania według schematu:
2 H 2 O+ 2 mià H 2 + 2OH -
2. Kationy metali o dodatnich wartościach potencjałów standardowych (Cu 2+ , Ag + , hg 2+ itp.) mają większą tendencję do przyłączania elektronów niż jonów. Podczas elektrolizy wodnych roztworów ich soli, kationy te wydzielają funkcję środka utleniającego na katodzie, jednocześnie redukując do metalu zgodnie ze schematem, na przykład:
Cu 2+ +2 mià Cu 0
3. Podczas elektrolizy wodnych roztworów soli metaliZn, Fe, płyta CD, Nii inne, zajmując środkową pozycję między wymienionymi grupami w szeregu napięć, proces redukcji na katodzie odbywa się zgodnie z obydwoma schematami. Masa uwolnionego metalu nie odpowiada w tych przypadkach ilości przepływającego prądu elektrycznego, którego część zużywa się na tworzenie wodoru.
4. W wodnych roztworach elektrolitów aniony jednoatomowe (Cl - , Br - , J - ), aniony zawierające tlen (NIE 3 - , WIĘC 4 2- , PO 4 3- i inne), a także jony hydroksylowe wody. Spośród nich jony halogenkowe mają silniejsze właściwości redukujące, z wyjątkiemF. jonyOhzajmują pozycję pośrednią między nimi a anionami wieloatomowymi. Dlatego podczas elektrolizy roztworów wodnychHCl, HBr, HJlub ich sole na anodzie, jony halogenkowe są utleniane zgodnie ze schematem:
2 X - -2 mià X 2 0
Podczas elektrolizy wodnych roztworów siarczanów, azotanów, fosforanów itp. funkcję środka redukującego pełnią jony, utleniając się zgodnie ze schematem:
4 HOH – 4 mià 2 H 2 O + O 2 + 4 H +
.
Zadania.
Z a dacza 1. Podczas elektrolizy roztworu siarczanu miedzi na katodzie uwolniono 48 g miedzi. Znajdź objętość gazu uwolnionego na anodzie i masę kwasu siarkowego utworzonego w roztworze.
Siarczan miedzi w roztworze nie dysocjuje ani jonówC 2+ iS0 4 2 ".
CuS0 4 \u003d Cu 2+ + S0 4 2 ”
Zapiszmy równania procesów zachodzących na katodzie i anodzie. Kationy Cu są redukowane na katodzie, na anodzie zachodzi elektroliza wody:
Cu 2+ + 2e- \u003d Cu12
2H 2 0-4e- = 4H + + 0 2 |1
Ogólne równanie elektrolizy:
2Cu2+ + 2H2O = 2Cu + 4H+ + O2 (krótkie równanie jonowe)
Dodaj do obu stron równania po 2 jony siarczanowe, które powstają podczas dysocjacji siarczanu miedzi, otrzymujemy pełne równanie jonowe:
2Cu2+ + 2S042" + 2H20 = 2Cu + 4H+ + 2SO4 2" + O2
2CuSO4 + 2H2O = 2Cu + 2H2SO4 + O2
Gaz uwalniany na anodzie to tlen. W roztworze powstaje kwas siarkowy.
Masa molowa miedzi wynosi 64 g / mol, obliczamy ilość substancji miedzi:
Zgodnie z równaniem reakcji, gdy z anody uwalniane są 2 mole miedzi, uwalniany jest 1 mol tlenu. Z katody uwolniono 0,75 mola miedzi, a na anodzie uwolniono x mol tlenu. Zróbmy proporcję:
2/1=0,75/x, x=0,75*1/2=0,375mol
na anodzie uwolniono 0,375 mola tlenu,
v(O2) = 0,375 mol.
Oblicz objętość uwolnionego tlenu:
V(O2) \u003d v (O2) „VM \u003d 0,375 mol” 22,4 l / mol \u003d 8,4 l
Zgodnie z równaniem reakcji, gdy na katodzie uwolnione zostaną 2 mole miedzi, w roztworze powstają 2 mole kwasu siarkowego, co oznacza, że jeśli na katodzie uwolnione zostanie 0,75 mola miedzi, to powstaje 0,75 mola kwasu siarkowego w roztworze, v (H2SO4) = 0,75 mola. Oblicz masę molową kwasu siarkowego:
M(H2SO4) = 2-1+32+16-4 = 98 g/mol.
Oblicz masę kwasu siarkowego:
m (H2S04) \u003d v (H2S04> M (H2S04) \u003d \u003d 0,75 mol \u003d 98 g / mol \u003d 73,5 g.
Odpowiadać: Na anodzie uwolniono 8,4 litra tlenu; W roztworze powstało 73,5 g kwasu siarkowego
Zadanie 2. Znajdź objętość gazów uwalnianych na katodzie i anodzie podczas elektrolizy roztworu wodnego zawierającego 111,75 g chlorku potasu. Jaka substancja powstaje w roztworze? Znajdź jego masę.
Chlorek potasu w roztworze dysocjuje na jony K+ i Cl:
2KS1 \u003d K + + Cl
Jony potasu nie są redukowane na katodzie, zamiast tego redukowane są cząsteczki wody. Jony chlorkowe są utleniane na anodzie i uwalniany jest chlor:
2H2O + 2e "= H2 + 20H-|1
2SG-2e "= C12|1
Ogólne równanie elektrolizy:
2CHl + 2H2O \u003d H2 + 2OH ”+ C12 (krótkie równanie jonowe) Roztwór zawiera również jony K + powstałe podczas dysocjacji chlorku potasu i nie uczestniczące w reakcji:
2K+ + 2Cl + 2H20 = H2 + 2K+ + 2OH" + C12
Przepiszmy równanie w postaci molekularnej:
2KS1 + 2H2O = H2 + C12 + 2KOH
Wodór jest uwalniany na katodzie, chlor jest uwalniany na anodzie, a w roztworze powstaje wodorotlenek potasu.
Roztwór zawierał 111,75 g chlorku potasu.
Oblicz masę molową chlorku potasu:
M(KC1) = 39+35,5 = 74,5 g/mol
Oblicz ilość substancji chlorku potasu:
Zgodnie z równaniem reakcji elektroliza 2 moli chlorku potasu uwalnia 1 mol chloru. Niech elektroliza 1,5 mola chlorku potasu uwolni x mol chloru. Zróbmy proporcję:
2/1=1,5/x, x=1,5/2=0,75 mol
Zostanie uwolnione 0,75 mola chloru, v (C! 2) \u003d 0,75 mola. Zgodnie z równaniem reakcji, gdy 1 mol chloru zostanie uwolniony na anodzie, 1 mol wodoru zostanie uwolniony na katodzie. Dlatego jeśli na anodzie uwolnione zostanie 0,75 mola chloru, to na katodzie zostanie uwolnione 0,75 mola wodoru, v(H2) = 0,75 mola.
Obliczmy objętość chloru uwolnionego na anodzie:
V (C12) \u003d v (Cl2) -VM \u003d 0,75 mol \u003d 22,4 l / mol \u003d 16,8 l.
Objętość wodoru jest równa objętości chloru:
Y (H2) \u003d Y (C12) \u003d 16,8 l.
Zgodnie z równaniem reakcji, podczas elektrolizy 2 moli chlorku potasu powstają 2 mole wodorotlenku potasu, co oznacza, że podczas elektrolizy 0,75 mola chlorku potasu powstaje 0,75 mola wodorotlenku potasu. Oblicz masę molową wodorotlenku potasu:
M (KOH) \u003d 39 + 16 + 1 - 56 g / mol.
Oblicz masę wodorotlenku potasu:
m(KOH) \u003d v (KOH> M (KOH) \u003d 0,75 mol-56 g / mol \u003d 42 g.
Odpowiadać: Z katody uwolniono 16,8 litra wodoru, z anody 16,8 litra chloru, aw roztworze powstało 42 g wodorotlenku potasu.
Zadanie 3. Podczas elektrolizy roztworu 19 g chlorku metalu dwuwartościowego na anodzie uwolniono 8,96 litra chloru. Określ, który chlorek metalu został poddany elektrolizie. Oblicz objętość wodoru uwolnionego na katodzie.
Oznaczamy nieznany metal M, wzór jego chlorku to MC12. Na anodzie jony chlorkowe są utleniane i uwalniany jest chlor. Warunek mówi, że wodór jest uwalniany na katodzie, dlatego cząsteczki wody są zredukowane:
2H20 + 2e- = H2 + 2OH|1
2Cl -2e "= C12! 1
Ogólne równanie elektrolizy:
2Cl + 2H2O \u003d H2 + 2OH ”+ C12 (krótkie równanie jonowe)
Roztwór zawiera również jony M2+, które nie zmieniają się podczas reakcji. Piszemy pełne równanie reakcji jonowej:
2SG + M2+ + 2H2O = H2 + M2+ + 2OH- + C12
Przepiszmy równanie reakcji w postaci molekularnej:
MS12 + 2H2O - H2 + M(OH)2 + C12
Znajdź ilość chloru uwolnionego na anodzie:
Zgodnie z równaniem reakcji, podczas elektrolizy 1 mola chlorku nieznanego metalu uwalniany jest 1 mol chloru. W przypadku uwolnienia 0,4 mola chloru, elektrolizie poddano 0,4 mola chlorku metalu. Oblicz masę molową chlorku metalu:
Masa molowa chlorku nieznanego metalu wynosi 95 g/mol. Na dwa atomy chloru przypada 35,5"2 = 71 g/mol. Dlatego masa molowa metalu wynosi 95-71 = 24 g/mol. Magnez odpowiada tej masie molowej.
Zgodnie z równaniem reakcji na 1 mol chloru uwolnionego na anodzie przypada 1 mol wodoru uwolniony na katodzie. W naszym przypadku na anodzie uwolniło się 0,4 mola chloru, co oznacza, że na katodzie zostało uwolnione 0,4 mola wodoru. Oblicz objętość wodoru:
V (H2) \u003d v (H2> VM \u003d 0,4 mol \u003d 22,4 l / mol \u003d 8,96 l.
Odpowiadać: poddany elektrolizie roztworem chlorku magnezu; Z katody uwolniono 8,96 litra wodoru.
*Problem 4. Podczas elektrolizy 200 g roztworu siarczanu potasu o stężeniu 15% uwolniło się na anodzie 14,56 litra tlenu. Oblicz stężenie roztworu pod koniec elektrolizy.
W roztworze siarczanu potasu cząsteczki wody reagują zarówno na katodzie, jak i na anodzie:
2H20 + 2e "= H2 + 20H-|2
2H2O - 4e "= 4H+ + O2! 1
Złóżmy oba równania razem:
6H2O \u003d 2H2 + 4OH ”+ 4H + + O2 lub
6H2O \u003d 2H2 + 4H2O + O2 lub
2H2O = 2H2 + 02
W rzeczywistości podczas elektrolizy roztworu siarczanu potasu zachodzi elektroliza wody.
Stężenie substancji rozpuszczonej w roztworze określa wzór:
C=m(roztwór) 100% / m(roztwór)
Aby znaleźć stężenie roztworu siarczanu potasu pod koniec elektrolizy, konieczne jest poznanie masy siarczanu potasu i masy roztworu. Masa siarczanu potasu nie zmienia się podczas reakcji. Oblicz masę siarczanu potasu w roztworze początkowym. Oznaczmy stężenie roztworu początkowego jako C
m(K2S04) = C2 (K2S04) m(roztwór) = 0,15 200 g = 30 g.
Masa roztworu zmienia się podczas elektrolizy, ponieważ część wody jest przekształcana w wodór i tlen. Oblicz ilość uwolnionego tlenu:
(O 2) \u003d V (O2) / Vm \u003d 14,56 l / 22,4 l / mol \u003d 0,65 mol
Zgodnie z równaniem reakcji z 2 moli wody powstaje 1 mol tlenu. Niech podczas rozkładu x mol wody uwolnione zostanie 0,65 mola tlenu. Zróbmy proporcję:
1,3 mola wody z rozkładem, v(H2O) = 1,3 mola.
Oblicz masę molową wody:
M(H2O) \u003d 1-2 + 16 \u003d 18 g / mol.
Oblicz masę rozłożonej wody:
m(H2O) \u003d v (H2O> M (H2O) \u003d 1,3 mol * 18 g / mol \u003d 23,4 g.
Masa roztworu siarczanu potasu zmniejszyła się o 23,4 g i stała się równa 200-23,4 = 176,6 g. Obliczmy teraz stężenie roztworu siarczanu potasu pod koniec elektrolizy:
С2 (K2 SO4)=m(K2SO4) 100% / m(roztwór)=30g 100% / 176,6g=17%
Odpowiadać: stężenie roztworu pod koniec elektrolizy wynosi 17%.
* 3 problem 5. 188,3 g mieszaniny chlorków sodu i potasu rozpuszczono w wodzie i przez powstały roztwór przepuszczono prąd elektryczny. Podczas elektrolizy na katodzie uwolniono 33,6 litra wodoru. Oblicz skład mieszaniny w procentach wagowych.
Po rozpuszczeniu w wodzie mieszaniny chlorków potasu i sodu roztwór zawiera jony K+, Na+ i Cl-. Ani jony potasu, ani jony sodu nie są redukowane na katodzie, cząsteczki wody są redukowane. Jony chlorkowe są utleniane na anodzie i uwalniany jest chlor:
Przepiszmy równania w postaci molekularnej:
2KS1 + 2H20 = H2 + C12 + 2KOH
2NaCl + 2H2O = H2 + C12 + 2NaOH
Oznaczmy ilość substancji chlorku potasu zawartego w mieszaninie x mol, a ilość substancji chlorku sodu y mol. Zgodnie z równaniem reakcji podczas elektrolizy 2 moli chlorku sodu lub potasu uwalniany jest 1 mol wodoru. Dlatego podczas elektrolizy powstaje x mol chlorku potasu, x/2 lub 0,5x mol wodoru, a podczas elektrolizy y mol chlorku sodu to 0,5y mol wodoru. Znajdźmy ilość substancje wodorowe, uwalniane podczas elektrolizy mieszaniny:
Zróbmy równanie: 0,5x + 0,5y \u003d 1,5
Oblicz masy molowe chlorków potasu i sodu:
M(KC1) = 39+35,5 = 74,5 g/mol
M (NaCl) \u003d 23 + 35,5 \u003d 58,5 g / mol
Masa x mol chlorku potasu wynosi:
m (KCl) \u003d v (KCl) -M (KCl) \u003d x mol-74,5 g / mol \u003d 74,5 x g.
Masa mola chlorku sodu to:
m (KCl) \u003d v (KCl) -M (KCl) \u003d y mol-74,5 g / mol \u003d 58,5 u g.
Masa mieszanki wynosi 188,3 g, wykonujemy drugie równanie:
74,5x + 58,5 lat = 188,3
Rozwiązujemy więc układ dwóch równań z dwiema niewiadomymi:
0,5 (x + y) = 1,5
74,5x + 58,5 lat = 188,3g
Z pierwszego równania wyrażamy x:
x + y \u003d 1,5 / 0,5 \u003d 3,
x = 3-y
Podstawiając tę wartość x do drugiego równania, otrzymujemy:
74,5-(3-lata) + 58,5 roku = 188,3
223,5-74,5 lat + 58,5 lat = 188,3
-16 lat = -35.2
y \u003d 2,2 100% / 188,3 g \u003d 31,65%
Obliczać ułamek masowy chlorek sodu:
w(NaCl) = 100% - w(KCl) = 68,35%
Odpowiadać: mieszanina zawiera 31,65% chlorku potasu i 68,35% chlorku sodu.
Rozwiązywanie problemów chemicznych
świadomy prawa Faradaya
Liceum
Rozwój autora
Wśród ogromnej różnorodności różnych problemów chemicznych, jak pokazuje praktyka nauczania w szkole, największe trudności sprawiają problemy, do rozwiązania których oprócz solidnej wiedzy chemicznej wymagana jest dobra znajomość materiału kursu fizyki. I choć nie każde liceum przykłada wagę do rozwiązywania choćby najprostszych problemów z wykorzystaniem wiedzy z dwóch przedmiotów – chemii i fizyki, to problemy tego typu spotyka się czasem na egzaminach wstępnych na uczelnie, gdzie chemia jest główną dyscypliną. A zatem bez analizowania tego typu problemów w klasie nauczyciel może nieumyślnie pozbawić ucznia szansy wstąpienia na uniwersytet w specjalności chemicznej.
Opracowanie tego autora zawiera ponad dwadzieścia zadań, w taki czy inny sposób związanych z tematem „Elektroliza”. Do rozwiązywania tego typu problemów konieczna jest nie tylko dobra znajomość tematu „Elektroliza” kurs szkolny chemii, ale także znać prawo Faradaya, którego uczy się na szkolnym kursie fizyki.
Być może ten wybór zadań nie zainteresuje absolutnie wszystkich uczniów w klasie lub jest dostępny dla wszystkich. Niemniej jednak zaleca się, aby zadania tego typu były analizowane z grupą zainteresowanych uczniów w kole lub zajęciach fakultatywnych. Z całą pewnością można zauważyć, że zadania tego typu są skomplikowane, a przynajmniej nietypowe dla szkolnego kursu chemii (mówimy o średniej szkoła ogólnokształcąca).
Posiadanie szczegółowego rozwiązania każdego problemu sprawia, że rozwój jest cennym narzędziem, szczególnie dla początkujących nauczycieli. Po przeanalizowaniu kilku zadań z uczniami na lekcji fakultatywnej lub na kółku, kreatywny nauczyciel z pewnością ustawi w domu kilka zadań tego samego typu i wykorzysta to rozwinięcie w procesie sprawdzania prac domowych, co znacznie zaoszczędzi cenny czas nauczyciela.
Informacje teoretyczne na temat problemu
reakcje chemiczne, płynący pod działaniem prądu elektrycznego na elektrodach umieszczonych w roztworze lub stopionym elektrolitu, nazywa się elektrolizą. Rozważ przykład.
W szkle o temperaturze około 700°C znajduje się stopiony chlorek sodu NaCl, zanurzone są w nim elektrody. Przed przepuszczeniem prądu elektrycznego przez stopiony materiał jony Na + i Cl - poruszają się losowo, jednak po przyłożeniu prądu elektrycznego ruch tych cząstek zostaje uporządkowany: jony Na + pędzą do elektrody naładowanej ujemnie, a jony Cl - - do dodatnio naładowanej elektrody.
I on Naładowany atom lub grupa atomów, która ma ładunek.
Kation jest jonem naładowanym dodatnio.
Anion jest jonem naładowanym ujemnie.
Katoda- ujemnie naładowana elektroda (jony naładowane dodatnio - kationy) zbliżają się do niej.
Anoda- w jej kierunku poruszają się dodatnio naładowane elektrody (jony naładowane ujemnie - aniony).
Elektroliza stopionego chlorku sodu na elektrodach platynowych
Całkowita reakcja:
Elektroliza wodnego roztworu chlorku sodu na elektrodach węglowych
Całkowita reakcja:
lub w postaci molekularnej:
Elektroliza wodnego roztworu chlorku miedzi(II) na elektrodach węglowych
Całkowita reakcja:
W seria elektrochemiczna Aktywność metali, miedź znajduje się na prawo od wodoru, więc miedź będzie redukowana na katodzie, a chlor utleniony na anodzie.
Elektroliza wodnego roztworu siarczanu sodu na elektrodach platynowych
Całkowita reakcja:
Podobnie zachodzi elektroliza wodnego roztworu azotanu potasu (elektrody platynowe).
Elektroliza wodnego roztworu siarczanu cynku na elektrodach grafitowych
Całkowita reakcja:
Elektroliza wodnego roztworu azotanu żelaza(III) na elektrodach platynowych
Całkowita reakcja:
Elektroliza wodnego roztworu azotanu srebra na elektrodach platynowych
Całkowita reakcja:
Elektroliza wodnego roztworu siarczanu glinu na elektrodach platynowych
Całkowita reakcja:
Elektroliza wodnego roztworu siarczanu miedzi na elektrodach miedzianych - rafinacja elektrochemiczna
Stężenie CuSO4 w roztworze pozostaje stałe, proces sprowadza się do przeniesienia materiału anodowego na katodę. To jest istota procesu rafinacji elektrochemicznej (otrzymywania czystego metalu).
Opracowując schematy elektrolizy danej soli, należy pamiętać, że:
– kationy metali o wyższym potencjale elektrody wzorcowej (SEP) niż wodór (od miedzi do złota włącznie) ulegają niemal całkowitej redukcji na katodzie podczas elektrolizy;
– kationy metali o małych wartościach SEP (od litu do aluminium włącznie) nie są redukowane na katodzie, ale cząsteczki wody są redukowane do wodoru;
– kationy metali, których wartości SEC są mniejsze niż wodoru, ale większe niż aluminium (z glinu do wodoru), są redukowane jednocześnie z wodą podczas elektrolizy na katodzie;
- jeśli roztwór wodny zawiera mieszaninę kationów różnych metali, na przykład Ag +, Cu 2+, Fe 2+, wówczas srebro zostanie zredukowane w tej mieszaninie jako pierwsze, następnie miedź, a ostatnie żelazo;
- na nierozpuszczalnej anodzie podczas elektrolizy aniony lub cząsteczki wody ulegają utlenieniu, a aniony S 2-, I –, Br – , Cl – łatwo się utleniają;
– jeżeli roztwór zawiera aniony kwasów zawierających tlen , , , to cząsteczki wody utleniają się do tlenu na anodzie;
- jeśli anoda jest rozpuszczalna, to podczas elektrolizy sama ulega utlenianiu, czyli wysyła elektrony do obwodu zewnętrznego: gdy elektrony są uwalniane, równowaga między elektrodą a roztworem jest przesunięta i anoda rozpuszcza się.
Jeśli z całej serii procesów elektrodowych wyodrębnimy tylko te, które odpowiadają równaniu ogólnemu
M z+ + ze=M,
wtedy dostajemy zakres naprężeń w metalu. W tym rzędzie zawsze umieszczany jest również wodór, co pozwala zobaczyć, które metale są w stanie wypierać wodór z wodnych roztworów kwasów, a które nie (tabela).
Stół
Szereg metali naprężeniowych
| Równanie elektroda proces |
Standard elektroda potencjał w 25 °С, V |
Równanie elektroda proces |
Standard elektroda potencjał w 25 °C, V |
|---|---|---|---|
| Li + + 1 mi= Li0 | –3,045 | Co2+ + 2 mi= Co0 | –0,277 |
| Wb + + 1 mi= Rb0 | –2,925 | Ni 2+ + 2 mi= Ni0 | –0,250 |
| K++1 mi= K0 | –2,925 | Sn 2+ + 2 mi= Sn0 | –0,136 |
| CS + + 1 mi= CS 0 | –2,923 | Pb 2+ + 2 mi= Pb 0 | –0,126 |
| Ca 2+ + 2 mi= Ca0 | –2,866 | Fe 3+ + 3 mi= Fe0 | –0,036 |
| Na + + 1 mi= Na 0 | –2,714 | 2H++2 mi=H2 | 0 |
| Mg 2+ + 2 mi=Mg0 | –2,363 | Bi 3+ + 3 mi= Bi0 | 0,215 |
| Al 3+ + 3 mi=Al0 | –1,662 | Cu 2+ + 2 mi= Cu 0 | 0,337 |
| Ti 2+ + 2 mi= Ti0 | –1,628 | Cu + +1 mi= Cu 0 | 0,521 |
| Mn 2+ + 2 mi=Mn0 | –1,180 | Hg 2 2+ + 2 mi= 2Hg0 | 0,788 |
| Cr 2+ + 2 mi=Cr0 | –0,913 | Ag + + 1 mi= Ag0 | 0,799 |
| Zn 2+ + 2 mi= Zn0 | –0,763 | Hg 2+ + 2 mi= Hg0 | 0,854 |
| Cr 3+ + 3 mi=Cr0 | –0,744 | Pkt 2+ + 2 mi= Pt0 | 1,2 |
| Fe 2+ + 2 mi= Fe0 | –0,440 | Au 3+ + 3 mi= Au 0 | 1,498 |
| CD 2+ + 2 mi= CD 0 | –0,403 | Au++1 mi= Au 0 | 1,691 |
W prostszej formie szereg naprężeń w metalu można przedstawić w następujący sposób:
Aby rozwiązać większość problemów związanych z elektrolizą, wymagana jest znajomość prawa Faradaya, którego wzór podano poniżej:
m = M I t/(z F),
gdzie m to masa substancji uwolnionej na elektrodzie, F- liczba Faradaya, równa 96 485 A s/mol, czyli 26,8 A h/mol, M to masa molowa pierwiastka, która ulega redukcji podczas elektrolizy, t– czas trwania procesu elektrolizy (w sekundach), I- natężenie prądu (w amperach), z to liczba elektronów biorących udział w procesie.
Warunki zadania
1. Jaka masa niklu zostanie uwolniona podczas elektrolizy roztworu azotanu niklu przez 1 godzinę przy prądzie 20 A?
2. Przy jakim natężeniu prądu konieczne jest przeprowadzenie procesu elektrolizy roztworu azotanu srebra w celu uzyskania 0,005 kg czystego metalu w ciągu 10 godzin?
3. Jaka masa miedzi zostanie uwolniona podczas elektrolizy stopionego chlorku miedzi (II) przez 2 godziny przy prądzie 50 A?
4. Jak długo trwa elektroliza wodnego roztworu siarczanu cynku przy prądzie 120 A w celu uzyskania 3,5 g cynku?
5. Jaka masa żelaza zostanie uwolniona podczas elektrolizy roztworu siarczanu żelaza(III) przy prądzie 200 A przez 2 godziny?
6. Przy jakim natężeniu prądu konieczne jest przeprowadzenie procesu elektrolizy roztworu azotanu miedzi (II) w celu uzyskania 200 g czystego metalu w ciągu 15 godzin?
7. W jakim czasie należy przeprowadzić proces elektrolizy wytopu chlorku żelaza (II) prądem 30 A w celu uzyskania 20 g czystego żelaza?
8. Przy jakim natężeniu prądu konieczne jest przeprowadzenie procesu elektrolizy roztworu azotanu rtęci (II) w celu uzyskania 0,5 kg czystego metalu w ciągu 1,5 godziny?
9. Przy jakim natężeniu prądu należy przeprowadzić proces elektrolizy stopionego chlorku sodu, aby w ciągu 1,5 godziny otrzymać 100 g czystego metalu?
10. Stopiony chlorek potasu poddano elektrolizie przez 2 godziny przy prądzie 5 A. Otrzymany metal przereagował z wodą o masie 2 kg. Jakie stężenie roztworu alkalicznego uzyskano w tym przypadku?
11.
Ile gramów 30% roztworu kwasu chlorowodorowego będzie potrzebnych do pełnego oddziaływania z żelazem otrzymanym przez elektrolizę roztworu siarczanu żelaza (III) przez 0,5 h przy mocy prądu
10 A?
12. W procesie elektrolizy wytopu chlorku glinu, prowadzonym przez 245 min przy prądzie 15 A, otrzymano czyste aluminium. Ile gramów żelaza można otrzymać metodą aluminotermiczną, gdy dana masa glinu oddziałuje z tlenkiem żelaza(III)?
13. Ile mililitrów 12% roztworu KOH o gęstości 1,111 g / ml będzie potrzebnych do przereagowania z aluminium (z utworzeniem tetrahydroksyglinianu potasu) otrzymanego przez elektrolizę roztworu siarczanu glinu przez 300 minut przy prądzie 25 A ?
14. Ile mililitrów 20% roztworu kwasu siarkowego o gęstości 1,139 g / ml będzie potrzebnych do interakcji z cynkiem otrzymanym przez elektrolizę roztworu siarczanu cynku przez 100 minut przy prądzie 55 A?
15. Jaką objętość tlenku azotu (IV) (n.o.) uzyskamy, gdy nadmiar gorącego stężonego kwasu azotowego będzie reagował z chromem otrzymanym przez elektrolizę roztworu siarczanu chromu (III) przez 100 minut przy prądzie 75 A?
16. Jaką objętość tlenku azotu (II) (n.o.) uzyskamy, gdy nadmiar roztworu kwasu azotowego będzie reagował z miedzią otrzymaną przez elektrolizę stopionego chlorku miedzi(II) przez 50 minut przy natężeniu prądu 10,5 A?
17. W jakim czasie należy przeprowadzić elektrolizę stopionego chlorku żelaza (II) prądem 30 A w celu uzyskania żelaza niezbędnego do pełnego oddziaływania ze 100 g 30% roztworu kwasu solnego?
18. W jakim czasie należy przeprowadzić elektrolizę roztworu azotanu niklu przy prądzie 15 A w celu uzyskania niklu niezbędnego do pełnej interakcji z 200 g 35% roztworu kwasu siarkowego po podgrzaniu?
19. Stopiony chlorek sodu poddawano elektrolizie przy prądzie 20 A przez 30 minut, a stopiony chlorek potasu poddawano elektrolizie przez 80 minut pod prądem 18 A. Oba metale rozpuszczono w 1 kg wody. Znajdź stężenie zasad w otrzymanym roztworze.
20.
Magnez otrzymywany przez elektrolizę stopionego chlorku magnezu przez 200 min przy sile prądu
10 A, rozpuszczony w 1,5 l 25% roztworu kwasu siarkowego o gęstości 1,178 g/ml. Znajdź stężenie siarczanu magnezu w powstałym roztworze.
21. Cynk otrzymany przez elektrolizę roztworu siarczanu cynku przez 100 min przy sile prądu
17 A rozpuszczono w 1 l 10% roztworu kwasu siarkowego o gęstości 1,066 g/ml. Znajdź stężenie siarczanu cynku w otrzymanym roztworze.
22. Żelazo otrzymane przez elektrolizę stopionego chlorku żelaza(III) przez 70 min przy prądzie 11 A sproszkowano i zanurzono w 300 g 18% roztworu siarczanu miedzi(II). Znajdź masę wytrąconej miedzi.
23.
Magnez otrzymywany przez elektrolizę stopionego chlorku magnezu przez 90 minut przy prądzie o natężeniu
17 A zanurzono w nadmiarze kwasu solnego. Znajdź objętość i ilość uwolnionego wodoru (n.o.s.).
24. Roztwór siarczanu glinu poddano elektrolizie przez 1 godzinę przy prądzie 20 A. Ile gramów 15% roztworu kwasu chlorowodorowego potrzeba do całkowitego oddziaływania z powstałym glinem?
25. Ile litrów tlenu i powietrza (NO) będzie potrzebnych do całkowitego spalenia magnezu uzyskanego przez elektrolizę stopionego chlorku magnezu przez 35 minut przy prądzie 22 A?
Zobacz poniższe liczby, aby uzyskać odpowiedzi i rozwiązania
Który płynie pod działaniem prądu elektrycznego na elektrodach zanurzonych w roztworze lub stopionym elektrolicie.
Istnieją dwa rodzaje elektrod.
Anoda utlenianie.
Katoda jest elektrodą, przy której powrót do zdrowia. Aniony mają tendencję do wiązania anody, ponieważ ma ładunek dodatni. Kationy skłaniają się do katody, ponieważ jest ona naładowana ujemnie i zgodnie z prawami fizyki przyciągają się przeciwne ładunki. W każdym procesie elektrochemicznym obecne są obie elektrody. Urządzenie, w którym przeprowadzana jest elektroliza, nazywa się elektrolizerem. Ryż. jeden.
Ilościową charakterystykę elektrolizy wyrażają dwa prawa Faradaya:
1) Masa substancji uwolnionej na elektrodzie jest wprost proporcjonalna do ilości energii elektrycznej, która przeszła przez elektrolit.
2) Podczas elektrolizy różnych związków chemicznych te same ilości elektryczności emitują na elektrodach masy substancji proporcjonalne do ich elektrochemicznych odpowiedników.
Te dwa prawa można połączyć w jedno równanie:
gdzie m masa uwolnionej substancji, g;
n to liczba elektronów przenoszonych w procesie elektrodowym;
F to liczba Faradaya ( F= 96485 C/mol)
I– siła prądu, A;
t– czas, s;
M to masa molowa uwolnionej substancji, g/mol.
Z elektrolizą roztwory wodne procesy elektrodowe są skomplikowane ze względu na konkurencję jonów (cząsteczki wody mogą również uczestniczyć w elektrolizie). Odzyskiwanie na katodzie jest spowodowane położeniem metalu w szeregu standardowych potencjałów elektrody.
Kationy metali, które mają standardowy potencjał elektrody większy niż potencjał wodoru (od Cu2+ do Au3+), są prawie całkowicie redukowane na katodzie podczas elektrolizy. Me n+ + nē →Me Kationy metali o niskim potencjale elektrody wzorcowej (Li2+ do Al3+ włącznie) nie są redukowane na katodzie, lecz cząsteczki wody są redukowane. 2H2O + 2² → H2 + 2OH- Kationy metali, które mają standardowy potencjał elektrody mniejszy niż wodoru, ale większy niż aluminium (od Mn2+ do H), są redukowane jednocześnie z cząsteczkami wody podczas elektrolizy na katodzie. Me n+ + nē → Me 2H2O + 2ē → H2 + 2OH- W obecności kilku kationów w roztworze, kationy najmniej aktywnego metalu są redukowane przede wszystkim na katodzie.
Przykładowy siarczan sodu (Na2SO4)
Na2SO4↔ 2Na++ SO42-
katoda: 2H2O + 2e → H2 + 2OH-
anoda: 2H2O - 4e → O2 + 4H+
4OH-- 4H+→ 4H2O
przez elektrolizę topi się otrzymuje się wiele metali reaktywnych. Podczas dysocjacji stopionego siarczanu sodu powstają jony sodu i jony siarczanu.
Na2SO4 → 2Na+ + SO42−
- sód jest uwalniany na katodzie:
Na+ + 1e− → Na
– na anodzie uwalniany jest tlen i tlenek siarki (VI):
2SO42− − 4 e− → 2SO3 + О2
- całkowite jonowe równanie reakcji (równanie procesu katodowego pomnożono przez 4)
4 Na+ + 2SO42− → 4 Na 0 + 2SO3 + O2
- całkowita reakcja:
4 Na2SO44 Na 0 + 2SO3 + O2
Elektroliza stopionych soli
Aby uzyskać wysoce aktywne metale (sód, glin, magnez, wapń itp.), które łatwo oddziałują z wodą, stosuje się elektrolizę stopionych soli lub tlenków:
1. Elektroliza stopionego chlorku miedzi (II).
Procesy elektrodowe można wyrazić jako reakcje połówkowe:
na katodzie K(-): Сu 2+ + 2e = Cu 0 - redukcja katodowa
na anodzie A (+): 2Cl - - 2e \u003d Cl 2 - utlenianie anodowe
Ogólna reakcja rozkładu elektrochemicznego substancji jest sumą dwóch połówkowych reakcji elektrodowych, a dla chlorku miedzi wyraża się równaniem:
Cu 2+ + 2 Cl - \u003d Cu + Cl 2
Podczas elektrolizy zasad i soli kwasów okso na anodzie uwalniany jest tlen:
4OH - - 4e \u003d 2H 2 O + O 2
2SO 4 2– - 4e \u003d 2SO 3 + O 2
2. Elektroliza stopionego chlorku potasu:
Elektroliza roztworu
Połączenie reakcji redoks, które zachodzą na elektrodach w roztworach elektrolitów lub topi się, gdy przepływa przez nie prąd elektryczny, nazywa się elektrolizą.
Na katodzie „-” źródła prądu zachodzi proces przenoszenia elektronów do kationów z roztworu lub stopu, dlatego katoda jest „reduktorem”.
Na anodzie „+” elektrony są wydzielane przez aniony, więc anoda jest „środkiem utleniającym”.
Podczas elektrolizy procesy konkurencyjne mogą zachodzić zarówno na anodzie, jak i na katodzie.
Gdy elektrolizę przeprowadza się za pomocą obojętnej (nie zużywającej się) anody (na przykład grafitu lub platyny), z reguły konkurują ze sobą dwa procesy utleniania i dwa procesy redukcji:
na anodzie - utlenianie anionów i jonów wodorotlenowych,
na katodzie - redukcja kationów i jonów wodorowych.
Gdy elektrolizę przeprowadza się za pomocą aktywnej (topliwej) anody, proces staje się bardziej skomplikowany, a konkurujące reakcje na elektrodach to:
na anodzie - utlenianie anionów i jonów wodorotlenowych, anodowe rozpuszczanie metalu - materiał anody;
na katodzie - redukcja kationu soli i jonów wodorowych, redukcja kationów metali otrzymana przez rozpuszczenie anody.
Wybierając najbardziej prawdopodobny proces na anodzie i katodzie należy postępować z pozycji, w której będzie przebiegała reakcja wymagająca najmniejszego zużycia energii. Dodatkowo, aby wybrać najbardziej prawdopodobny proces na anodzie i katodzie podczas elektrolizy roztworów soli za pomocą elektrody obojętnej stosuje się następujące zasady:
1. Na anodzie mogą tworzyć się następujące produkty:
a) podczas elektrolizy roztworów zawierających aniony SO 4 2-, NO - 3, PO 4 3-, a także roztworów alkalicznych na anodzie, woda jest utleniana i uwalniany jest tlen;
A + 2H 2 O - 4e - \u003d 4H + + O 2
b) podczas utleniania anionów uwalniane są odpowiednio Cl - , Br - , I - chlor, brom, jod;
A + Cl - + e - \u003d Cl 0
2. Na katodzie mogą tworzyć się następujące produkty:
a) podczas elektrolizy roztworów soli zawierających jony znajdujące się w szeregu napięć na lewo od Al 3+, woda jest redukowana na katodzie i uwalniany jest wodór;
K - 2H 2 O + 2e - \u003d H 2 + 2OH -
b) jeśli jon metalu znajduje się w szeregu napięć na prawo od wodoru, to metal jest uwalniany na katodzie.
K - Me n + + ne - \u003d Me 0
c) podczas elektrolizy roztworów soli zawierających jony znajdujące się w szeregu napięć pomiędzy Al + i H + , na katodzie mogą zachodzić konkurencyjne procesy zarówno redukcji kationów, jak i wydzielania wodoru.
Przykład: Elektroliza wodnego roztworu azotanu srebra na elektrodach obojętnych
Dysocjacja azotanu srebra:
AgNO 3 \u003d Ag + + NO 3 -
Podczas elektrolizy wodnego roztworu AgNO 3 jony Ag + ulegają redukcji na katodzie, a cząsteczki wody utleniają się na anodzie:
Katoda: Ag + + e = A g
Anoda: 2H 2 O - 4e \u003d 4H + + O 2
Równanie podsumowujące: _______________________________________________
4AgNO3 + 2H2O \u003d 4Ag + 4HNO3 + O2
Sporządź schematy elektrolizy roztworów wodnych: a) siarczan miedzi; b) chlorek magnezu; c) siarczan potasu.
We wszystkich przypadkach elektrolizę przeprowadza się za pomocą elektrod węglowych.
Przykład: Elektroliza wodnego roztworu chlorku miedzi na elektrodach obojętnych
Dysocjacja chlorku miedzi:
CuCl 2 ↔ Cu 2+ + 2Cl -
Roztwór zawiera jony Cu 2+ i 2Cl -, które pod wpływem prądu elektrycznego kierowane są na odpowiednie elektrody:
Katoda - Cu 2+ + 2e = Cu 0
Anoda + 2Cl - - 2e = Cl 2
_______________________________
CuCl 2 \u003d Cu + Cl 2
Metaliczna miedź jest uwalniana na katodzie, a gazowy chlor jest uwalniany na anodzie.
Jeżeli w rozważanym przykładzie elektrolizy roztworu CuCl2 za anodę przyjmiemy płytkę miedzianą, to na katodzie i na anodzie, gdzie zachodzą procesy utleniania, zamiast wyładowywania jonów Cl0 i uwalniania chloru, uwalniana jest miedź. anoda (miedź) jest utleniona.
W tym przypadku sama anoda rozpuszcza się i w postaci jonów Cu 2+ przechodzi do roztworu.
Elektrolizę CuCl2 z rozpuszczalną anodą można zapisać w następujący sposób:
Elektroliza roztworów soli za pomocą rozpuszczalnej anody sprowadza się do utlenienia materiału anodowego (jego rozpuszczenia) i towarzyszy jej przenoszenie metalu z anody na katodę. Ta właściwość jest szeroko stosowana w rafinacji (oczyszczaniu) metali z zanieczyszczeń.
Przykład: Elektroliza wodnego roztworu chlorku magnezu na elektrodach obojętnych
Dysocjacja chlorku magnezu w roztworze wodnym:
MgCl2 ↔ Mg2+ + 2Cl -
Jony magnezu nie mogą być redukowane w roztworze wodnym (woda jest redukowana), jony chlorkowe ulegają utlenieniu.
Schemat elektrolizy:
Przykład: Elektroliza wodnego roztworu siarczanu miedzi na elektrodach obojętnych
W roztworze siarczan miedzi dysocjuje na jony:
CuSO 4 \u003d Cu 2+ + SO 4 2-
Jony miedzi można zredukować na katodzie w roztworze wodnym.
Jony siarczanowe w roztworze wodnym nie ulegają utlenieniu, więc woda ulegnie utlenieniu na anodzie.
Schemat elektrolizy:
Elektroliza wodnego roztworu aktywnej soli metalu i kwasu zawierającego tlen (K 2 SO 4) na elektrodach obojętnych
Przykład: Dysocjacja siarczanu potasu w roztworze wodnym:
K 2 SO 4 \u003d 2K + + SO 4 2-
Jony potasu i jony siarczanowe nie mogą być rozładowywane na elektrodach w roztworze wodnym, dlatego redukcja nastąpi na katodzie, a woda ulegnie utlenieniu na anodzie.
Schemat elektrolizy:
lub, biorąc pod uwagę, że 4H + + 4OH - \u003d 4H 2 O (przeprowadzane z mieszaniem),
H2O2H2 + O2
Jeżeli prąd elektryczny przepływa przez wodny roztwór aktywnej soli metalu i kwasu zawierającego tlen, to ani kationy metalu, ani jony pozostałości kwasowej nie są rozładowywane.
Na katodzie uwalniany jest wodór, a na anodzie tlen, a elektroliza zostaje zredukowana do rozkładu elektrolitycznego wody.
Elektroliza stopionego wodorotlenku sodu
Elektrolizę wody zawsze przeprowadza się w obecności obojętnego elektrolitu (w celu zwiększenia przewodności elektrycznej bardzo słabego elektrolitu - wody):
Prawo Faradaya
Zależność ilości substancji powstałej pod wpływem prądu elektrycznego od czasu, siły prądu i charakteru elektrolitu można ustalić na podstawie uogólnionego prawa Faradaya:
gdzie m jest masą substancji powstałej podczas elektrolizy (g);
E - równoważna masa substancji (g / mol);
M to masa molowa substancji (g/mol);
n to liczba oddanych lub odebranych elektronów;
I - aktualna siła (A); t jest czasem trwania procesu (procesów);
F - stała Faradaya charakteryzująca ilość energii elektrycznej potrzebnej do uwolnienia 1 równoważnej masy substancji (F = 96500 C/mol = 26,8 Ah/mol).
Hydroliza związków nieorganicznych
Oddziaływanie jonów soli z wodą, prowadzące do powstania słabych cząsteczek elektrolitu, nazywamy hydrolizą soli.
Jeśli rozważymy sól jako produkt neutralizacji zasady kwasem, to sole można podzielić na cztery grupy, dla których hydroliza będzie przebiegać na swój własny sposób.
1. Sól utworzona przez mocną zasadę i mocny kwas KBr, NaCl, NaNO 3) nie ulegnie hydrolizie, ponieważ w tym przypadku nie powstaje słaby elektrolit. Reakcja ośrodka pozostaje obojętna.
2. W soli utworzonej przez słabą zasadę i mocny kwas FeCl 2, NH 4 Cl, Al 2 (SO 4) 3, MgSO 4) kation ulega hydrolizie:
FeCl2 + HOH → Fe(OH)Cl + HCl
Fe 2+ + 2Cl - + H + + OH - → FeOH + + 2Cl - + H +
W wyniku hydrolizy powstaje słaby elektrolit, jon H + i inne jony. pH roztworu< 7 (раствор приобретает кислую реакцию).
3. Sól utworzona przez mocną zasadę i słaby kwas (KClO, K 2 SiO 3 , Na 2 CO 3 , CH 3 COONa) ulega hydrolizie anionowej, w wyniku której powstaje słaby elektrolit, jon wodorotlenkowy i inne jony.
K 2 SiO 3 + HOH → KHSiO 3 + KOH
2K + +SiO 3 2- + H + + OH - → HSiO 3 - + 2K + + OH -
pH takich roztworów wynosi > 7 (roztwór ulega odczynowi alkalicznemu).
4. Sól utworzona przez słabą zasadę i słaby kwas (CH 3 COONH 4, (NH 4) 2 CO 3, Al 2 S 3) jest hydrolizowana zarówno przez kation, jak i anion. W rezultacie powstaje słabo dysocjująca zasada i kwas. pH roztworów takich soli zależy od względnej mocy kwasu i zasady.
Algorytm pisania równań reakcji hydrolizy soli słabego kwasu i mocnej zasady
Istnieje kilka opcji hydrolizy soli:
1. Hydroliza soli słabego kwasu i mocnej zasady: (CH 3 COONa, KCN, Na 2 CO 3).
Przykład 1 Hydroliza octanu sodu.
lub CH 3 COO - + Na + + H 2 O ↔ CH 3 COOH + Na + + OH -
CH 3 COO - + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH -
Ponieważ kwas octowy dysocjuje słabo, jon octanowy wiąże jon H +, a równowaga dysocjacji wody przesuwa się w prawo zgodnie z zasadą Le Chateliera.
OH - jony gromadzą się w roztworze (pH > 7)
Jeśli sól tworzy kwas wielozasadowy, hydroliza przebiega etapami.
Na przykład hydroliza węglanowa: Na 2 CO 3
Etap I: CO 3 2– + H 2 O ↔ HCO 3 – + OH –
Etap II: HCO 3 - + H 2 O ↔ H 2 CO 3 + OH -
Na 2 CO 3 + H 2 O \u003d NaHCO 3 + NaOH
Praktyczne znaczenie ma zwykle tylko proces przechodzący przez pierwszy etap, który z reguły jest ograniczony przy ocenie hydrolizy soli.
Równowaga hydrolizy w drugim etapie jest znacznie przesunięta w lewo w porównaniu z równowagą w pierwszym etapie, ponieważ w pierwszym etapie powstaje słabszy elektrolit (HCO 3 -) niż w drugim (H 2 CO 3)
Przykład 2 . Hydroliza ortofosforanu rubidu.
1. Określ rodzaj hydrolizy:
Rb3PO4 ↔ 3Rb + + PO 4 3–
Rubid jest metalem alkalicznym, jego wodorotlenek jest mocną zasadą, kwas fosforowy, zwłaszcza w trzecim etapie dysocjacji, odpowiadającym powstawaniu fosforanów, jest kwasem słabym.
Następuje hydroliza anionów.
PO 3-4 + H–OH ↔ HPO 2– 4 + OH – .
Produkty - jony wodorofosforanowe i wodorotlenkowe, średnio alkaliczne.
3. Układamy równanie molekularne:
Rb3PO4 + H2O Rb2HPO4 + RbOH.
Mamy kwaśną sól - wodorofosforan rubidu.
Algorytm pisania równań reakcji hydrolizy soli mocnego kwasu i słabej zasady
2. Hydroliza soli mocnego kwasu i słabej zasady: NH 4 NO 3, AlCl 3, Fe 2 (SO 4) 3.
Przykład 1. Hydroliza azotanu amonu.
NH 4 + + NO 3 - + H 2 O ↔ NH 4 OH + NO 3 - + H +
NH 4 + + H 2 O ↔ NH 4 OH + H +
W przypadku kationu wielokrotnie naładowanego hydroliza przebiega etapami, na przykład:
Etap I: Cu 2+ + HOH ↔ CuOH + + H +
Etap II: CuOH + + HOH ↔ Cu(OH) 2 + H +
CuCl2 + H2O \u003d CuOHCl + HCl
W tym przypadku stężenie jonów wodorowych i pH pożywki w roztworze są również determinowane głównie przez pierwszy etap hydrolizy.
Przykład 2 Hydroliza siarczanu miedzi(II)
1. Określ rodzaj hydrolizy. Na tym etapie konieczne jest napisanie równania dysocjacji soli:
CuSO4 Cu 2+ + SO2-4.
Sól tworzy kation słabej zasady (podkreślony) i anion mocnego kwasu. Hydroliza zachodzi na kationie.
2. Piszemy równanie hydrolizy jonowej, określamy środowisko:
Cu 2+ + H-OH ↔ CuOH + + H + .
Tworzą się kation hydroksomeper(II) i jon wodorowy, środowisko jest kwaśne.
3. Tworzymy równanie molekularne.
Należy wziąć pod uwagę, że zestawienie takiego równania jest pewnym formalnym zadaniem. Z cząstek dodatnich i ujemnych w roztworze tworzymy cząstki neutralne, które istnieją tylko na papierze. W tym przypadku możemy wykonać wzór (CuOH) 2 SO 4, ale w tym celu musimy mentalnie pomnożyć nasze równanie jonowe przez dwa.
Otrzymujemy:
2CuSO4 + 2H2O ↔ (CuOH) 2SO4 + H2SO4
Należy pamiętać, że produkt reakcji należy do grupy soli zasadowych. Nazwy soli zasadowych, jak również nazwy soli średnich, powinny składać się z nazw anionu i kationu, w tym przypadku sól będziemy nazywać „siarczanem hydroksomedy(II)”.
Algorytm pisania równań reakcji hydrolizy soli słabego kwasu i słabej zasady
3. Hydroliza soli słabego kwasu i słabej zasady:
Przykład 1 Hydroliza octanu amonu.
CH 3 COO - + NH 4 + + H 2 O ↔ CH 3 COOH + NH 4 OH
W tym przypadku powstają dwa lekko zdysocjowane związki, a pH roztworu zależy od względnej mocy kwasu i zasady.
Jeżeli produkty hydrolizy można usunąć z roztworu, na przykład w postaci osadu lub substancji gazowej, wówczas hydroliza przebiega do końca.
Przykład 2 Hydroliza siarczku glinu.
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 (osad) + ZH 2 S (gaz)
Przykład 3 Hydroliza octanu glinu
1. Określ rodzaj hydrolizy:
Al(CH 3 COO) 3 = Glin 3+ + 3CH 3 GRUCHAĆ – .
Sól tworzy kation słabej zasady i aniony słabego kwasu.
2. Piszemy równania hydrolizy jonowej, określamy środowisko:
Al 3+ + H–OH ↔ AlOH 2+ + H + ,
CH3COO - + H-OH ↔ CH3COOH + OH - .
Biorąc pod uwagę, że wodorotlenek glinu jest bardzo słabą zasadą, zakładamy, że hydroliza na kationie będzie przebiegać w większym stopniu niż na anionie. W związku z tym w roztworze będzie nadmiar jonów wodorowych, a środowisko będzie kwaśne.
Nie próbuj tworzyć tutaj całkowitego równania reakcji. Obie reakcje są odwracalne, w żaden sposób nie są ze sobą powiązane, a takie podsumowanie nie ma sensu.
3 . Układamy równanie molekularne:
Al (CH 3 COO) 3 + H 2 O \u003d AlOH (CH 3 COO) 2 + CH 3 COOH.
Jest to również formalne ćwiczenie do nauki formułowania soli i ich nomenklatury. Powstała sól będzie nazywana octanem hydroksyglinu.
Algorytm pisania równań reakcji hydrolizy soli mocnego kwasu i mocnej zasady
4. Sole utworzone przez mocny kwas i mocną zasadę nie ulegają hydrolizie, ponieważ jedynym związkiem o niskiej dysocjacji jest H2O.
Sól mocnego kwasu i mocnej zasady nie ulega hydrolizie, a roztwór jest obojętny.