Modulul 2. Procese de bază ale chimiei și proprietățile substanțelor

Laboratorul #7

Tema: Electroliza soluțiilor apoase de sare

prin electroliză numit proces redox care are loc pe electrozi atunci când un curent electric trece printr-o soluție sau topitură a unui electrolit.

Când un curent electric constant trece printr-o soluție de electrolit sau o topitură, cationii se deplasează spre catod, iar anionii se deplasează către anod. Pe electrozi au loc procese de oxidare-reducere; Catodul este un agent reducător, deoarece donează electroni cationilor, iar anodul este un agent oxidant, deoarece acceptă electroni din anioni. Reacțiile care apar pe electrozi depind de compoziția electrolitului, de natura solventului, de materialul electrozilor și de modul de funcționare al celulei.

Chimia procesului de electroliză a topiturii de clorură de calciu:

CaCl 2 ↔ Ca 2+ + 2Cl -

la catodul Ca 2+ + 2e → Ca °

la anodul 2Cl - - 2e → 2C1 ° → C1 2

Electroliza unei soluții de sulfat de potasiu pe un anod insolubil arată schematic astfel:

K 2 SO 4 ↔ 2K + + SO 4 2 -

H 2 O ↔ H + + OH -

la catodul 2Н + + 2е→2Н°→ Н 2 2

la anodul 4OH - 4e → O 2 + 4H + 1

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

Obiectiv: familiarizarea cu electroliza soluțiilor sărate.

Dispozitive și echipamente: redresor de curent electric, electrolizor, electrozi carbon, șmirghel, pahare, mașină de spălat.

Orez. 1. Dispozitiv pentru efectuarea

electroliză

1 - electrolizor;

2 - electrozi;

3-fire conductoare; Sursa DC.

Reactivi si solutii: 5% soluții de clorură de cupru СuС1 2, iodură de potasiu KI , sulfat acid de potasiu KHSO 4 , sulfat de sodiu Na 2 SO 4 , sulfat de cupru CuSO 4 , sulfat de zinc ZnSO 4 , soluție de hidroxid de sodiu 20% NaOH, plăci de cupru și nichel, soluție de fenolftaleină, acid azotic (conc.) HNO 3 , amidon 1% soluție , hârtie de turnesol neutră, soluție de acid sulfuric 10% H 2 SO 4 .

Experiență 1. Electroliza clorurii de cupru cu electrozi insolubili

Umpleți electrolizorul până la jumătate din volum cu o soluție de clorură de cupru 5%. Coborâți tija de grafit în ambele genunchi ale electrolizatorului, fixați-le lejer pe segmente și pe tubul de cauciuc. Conectați capetele electrozilor cu conductori la surse de curent continuu. Dacă există un ușor miros de clor, deconectați imediat electrolizatorul de la sursa de alimentare. Ce se întâmplă la catod? Faceți ecuații ale reacțiilor electrozilor.

Experiență 2. Electroliza iodurii de potasiu cu electrozi insolubili

Umpleți celula electrolitică cu soluție de iodură de potasiu 5%. adăugați câte 2 picături de fenolftaleină la fiecare genunchi. Pastă în fiecare genunchi al electrozilor de grafit electrolizor și conectați-i la o sursă de curent continuu.

În ce genunchi și de ce s-a colorat soluția? Adăugați 1 picătură de pastă de amidon pe fiecare genunchi. Unde și de ce este eliberat iodul? Faceți ecuații ale reacțiilor electrozilor. Ce se formează în spațiul catodic?

Experiență 3. Electroliza sulfatului de sodiu cu electrozi insolubili

Umpleți jumătate din volumul electrolizatorului cu soluție de sulfat de sodiu 5% și adăugați 2 picături de metil portocală sau turnesol la fiecare genunchi. Introduceți electrozii în ambii genunchi și conectați-i la o sursă de curent continuu. Notează-ți observațiile. De ce soluțiile de electroliți au transformat culori diferite la diferiți electrozi? Faceți ecuații ale reacțiilor electrozilor. Ce gaze și de ce sunt eliberate pe electrozi? Care este esența procesului de electroliză a unei soluții apoase de sulfat de sodiu

ELECTROLIZĂ

Una dintre modalitățile de obținere a metalelor este electroliza. Metalele active apar în natură numai sub formă de compuși chimici. Cum să izolați de acești compuși în stare liberă?

Soluțiile și topiturile electroliților conduc curentul electric. Cu toate acestea, atunci când curentul este trecut printr-o soluție de electrolit, pot apărea reacții chimice. Luați în considerare ce se va întâmpla dacă două plăci metalice sunt plasate într-o soluție de electrolit sau topită, fiecare dintre acestea fiind conectată la unul dintre polii sursei de curent. Aceste plăci se numesc electrozi. Curentul electric este un flux de electroni în mișcare. Ca urmare a faptului că electronii din circuit se deplasează de la un electrod la altul, pe unul dintre electrozi apare un exces de electroni. Electronii au o sarcină negativă, astfel încât acest electrod devine încărcat negativ. Se numește catod. Pe celălalt electrod, se creează o lipsă de electroni și este încărcat pozitiv. Acest electrod se numește anod. Un electrolit dintr-o soluție sau topitură se disociază în ioni încărcați pozitiv - cationi și ioni încărcați negativ - anioni. Cationii sunt atrași de un electrod încărcat negativ - catodul. Anionii sunt atrași de un electrod încărcat pozitiv - anodul. Pe suprafața electrozilor se poate produce interacțiunea dintre ioni și electroni.

Electroliza se referă la procesele care au loc atunci când un curent electric trece prin soluții sau topituri de electroliți.

Procesele care au loc în timpul electrolizei soluțiilor și topiturii electroliților sunt destul de diferite. Să luăm în considerare ambele cazuri în detaliu.

Electroliza topiturii

Ca exemplu, luați în considerare electroliza unei topituri de clorură de sodiu. În topitură, clorura de sodiu se disociază în ioni Na+
și Cl - : NaCl = Na + + Cl -

Cationii de sodiu se deplasează la suprafața unui electrod încărcat negativ - catodul. Există un exces de electroni pe suprafața catodului. Prin urmare, există un transfer de electroni de la suprafața electrodului la ionii de sodiu. În același timp, ioni Na+ sunt transformați în atomi de sodiu, adică cationii sunt redusi Na+ . Ecuația procesului:

Na + + e - = Na

Ioni de clorură Cl - treceți la suprafața unui electrod încărcat pozitiv - anodul. Se creează o lipsă de electroni pe suprafața anodului, iar electronii sunt transferați din anioni Cl- la suprafața electrodului. În același timp, ioni încărcați negativ Cl- sunt transformați în atomi de clor, care se combină imediat pentru a forma molecule de clor C l2:

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

Ionii de clorură pierd electroni, adică sunt oxidați.

Să scriem împreună ecuațiile proceselor care au loc la catod și anod

Na + + e - = Na

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

Un electron este implicat în procesul de reducere a cationilor de sodiu, iar 2 electroni sunt implicați în procesul de oxidare a ionilor de clor. Totuși, trebuie respectată legea conservării sarcinii electrice, adică sarcina totală a tuturor particulelor din soluție trebuie să fie constantă.De aceea, numărul de electroni implicați în reducerea cationilor de sodiu trebuie să fie egal cu numărul de electroni. implicat în oxidarea ionilor de clorură. Prin urmare, înmulțim prima ecuație cu 2:

Na ++ e - \u003d Na 2

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

Adunăm ambele ecuații și obținem ecuația generală pentru reacție.

2 Na + + 2C l - \u003d 2 Na + Cl 2 (ecuația reacției ionice), sau

2 NaCl \u003d 2 Na + Cl 2 (ecuația reacției moleculare)

Deci, în exemplul considerat, vedem că electroliza este o reacție redox. La catod, reducerea ionilor încărcați pozitiv - cationi, la anod - oxidarea ionilor încărcați negativ - anioni. Pentru a vă aminti ce proces are loc unde, puteți utiliza „regula T”:

catod - cation - reducere.

Exemplul 2Electroliza topiturii de hidroxid de sodiu.

Hidroxidul de sodiu în soluție se disociază în cationi și ioni de hidroxid.

catod (-)<-- Na + + OH - à Анод (+)

Pe suprafața catodului, cationii de sodiu sunt redusi și se formează atomi de sodiu:

catod (-) Na + +e à Na

Ionii de hidroxid sunt oxidați pe suprafața anodului, în timp ce oxigenul este eliberat și se formează molecule de apă:

catod (-) Na + + e à Na

anod (+)4 OH - - 4 e à 2 H 2 O + O 2

Numărul de electroni implicați în reacția de reducere a cationilor de sodiu și în reacția de oxidare a ionilor de hidroxid ar trebui să fie același. Deci, să înmulțim prima ecuație cu 4:

catod (-) Na + + e à Na 4

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

Punând ambele ecuații împreună, obținem ecuația pentru reacția de electroliză:

4 NaOH à 4 Na + 2 H 2 O + O 2

Exemplul 3Luați în considerare electroliza topiturii Al2O3

Folosind această reacție, aluminiul este obținut din bauxită, un compus natural care conține mult oxid de aluminiu. Punctul de topire al oxidului de aluminiu este foarte mare (mai mult de 2000 ° C), așa că i se adaugă aditivi speciali, scăzând punctul de topire la 800-900 ° C. În topitură, oxidul de aluminiu se disociază în ioni Al3+ şi O2-. H cationii sunt redusi la catod Al 3+ , transformându-se în atomi de aluminiu:

Al +3 e a Al

Anionii sunt oxidați la anod O 2- transformându-se în atomi de oxigen. Atomii de oxigen se combină imediat în molecule de O2:

2 O 2- – 4 e à O 2

Numărul de electroni implicați în reducerea cationilor de aluminiu și în oxidarea ionilor de oxigen trebuie să fie egal, așa că înmulțim prima ecuație cu 4, iar a doua cu 3:

Al 3+ +3 e à Al 0 4

2 O 2- – 4 e à O 2 3

Să adăugăm ambele ecuații și să obținem

4 Al 3+ + 6 O 2- a 4 Al 0 +3 O 2 0 (ecuația reacției ionice)

2 Al 2 O 3 à 4 Al + 3 O 2

Electroliza soluției

În cazul trecerii unui curent electric printr-o soluție apoasă de electrolit, problema este complicată de prezența moleculelor de apă în soluție, care pot interacționa și cu electronii. Amintiți-vă că într-o moleculă de apă, atomii de hidrogen și oxigen sunt legați printr-o legătură covalentă polară. Electronegativitatea oxigenului este mai mare decât electronegativitatea hidrogenului, astfel încât perechile de electroni partajate sunt deplasate către atomul de oxigen. Pe atomul de oxigen apare o sarcină negativă parțială, se notează δ-, iar pe atomii de hidrogen are o sarcină pozitivă parțială, se notează δ+.

δ+

H-O δ-

│

H 5+

Datorită acestei deplasări a sarcinilor, molecula de apă are „poli” pozitivi și negativi. Prin urmare, moleculele de apă pot fi atrase de un pol încărcat pozitiv la un electrod încărcat negativ - catod și de un pol negativ - la un electrod încărcat pozitiv - anod. La catod, moleculele de apă pot fi reduse și hidrogenul este eliberat:

Oxidarea moleculelor de apă poate avea loc la anod cu eliberarea de oxigen:

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

Prin urmare, fie cationii electroliți, fie moleculele de apă pot fi reduse la catod. Aceste două procese par să concureze între ele. Procesul care are loc de fapt la catod depinde de natura metalului. Dacă cationii metalici sau moleculele de apă vor fi reduse la catod depinde de poziția metalului în serie de tensiuni metalice .

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

Dacă metalul se află în seria de tensiune la dreapta hidrogenului, cationii metalici sunt redusi la catod și metalul liber este eliberat. Dacă metalul se află în seria de tensiuni la stânga aluminiului, moleculele de apă sunt reduse la catod și hidrogenul este eliberat. În cele din urmă, în cazul cationilor metalici de la zinc la plumb, poate avea loc fie degajare de metal, fie degajare de hidrogen, iar uneori atât hidrogenul, cât și metalul sunt dezvoltate simultan. În general, acesta este un caz destul de complicat, depinde mult de condițiile de reacție: concentrația soluției, puterea curentului și altele.

Unul dintre cele două procese poate avea loc și la anod - fie oxidarea anionilor electroliți, fie oxidarea moleculelor de apă. Procesul care are loc de fapt depinde de natura anionului. În timpul electrolizei sărurilor acizilor anoxici sau a acizilor înșiși, anionii sunt oxidați la anod. Singura excepție este ionul de fluor F- . În cazul acizilor care conțin oxigen, moleculele de apă sunt oxidate la anod și oxigenul este eliberat.

Exemplul 1Să ne uităm la electroliza unei soluții apoase de clorură de sodiu.

Într-o soluție apoasă de clorură de sodiu vor exista cationi de sodiu Na + , anioni de clor Cl - și molecule de apă.

2 NaCl a 2 Na + + 2 Cl -

2Н 2 О а 2 H + + 2 OH -

catod (-)2Na+; 2H+; 2Н + + 2е а Н 0 2

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

2NaCl + 2H2O à H2 + CI2 + 2NaOH

Chimic activitate anioni cu greu scade.

Exemplul 2Dacă sarea conține SO 4 2- ? Luați în considerare electroliza unei soluții de sulfat de nichel ( II ). sulfat de nichel ( II ) se disociază în ioni Ni2+ și SO42-:

NiSO 4 à Ni 2+ + SO 4 2-

H2O à H + + OH -

Cationii de nichel sunt între ionii metalici Al3+ şi Pb2+ , ocupând o poziție de mijloc în seria de tensiune, procesul de recuperare la catod are loc conform ambelor scheme:

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

Anionii acizilor care conțin oxigen nu sunt oxidați la anod ( serie de activitate anionică ), moleculele de apă sunt oxidate:

anod e à O 2 + 4H +

Să scriem împreună ecuațiile proceselor care au loc la catod și anod:

catod (-) Ni2+; H+; Ni 2+ + 2е а Ni 0

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

anod (+) S042-; OH-;2H20-4 e à O2 + 4H +

În procesele de reducere sunt implicați 4 electroni, iar în procesul de oxidare sunt implicați și 4 electroni. Punând împreună aceste ecuații, obținem ecuația generală a reacției:

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

În partea dreaptă a ecuației, există simultan ioni H + și Oh- , care se combină pentru a forma molecule de apă:

H++ OH - à H2O

Prin urmare, în partea dreaptă a ecuației, în loc de 4 ioni H + și 2 ioni Oh- scriem 2 molecule de apă și 2 ioni H +:

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

Să reducem două molecule de apă de ambele părți ale ecuației:

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

Aceasta este o scurtă ecuație ionică. Pentru a obține ecuația ionică completă, trebuie să adăugați la ambele părți ale ionului sulfat SO 4 2- , format în timpul disocierii sulfatului de nichel ( II ) și nu participă la reacție:

Ni2+ + SO42- + 2H2O à Ni 0 + H 2 + O 2 + 2H + + SO 4 2-

Astfel, în timpul electrolizei unei soluții de sulfat de nichel ( II ) hidrogenul și nichelul sunt eliberate la catod, iar oxigenul este eliberat la anod.

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

Exemplul 3 Scrieți ecuațiile proceselor care au loc în timpul electrolizei unei soluții apoase de sulfat de sodiu cu un anod inert.

Potențialul electrod standard al sistemului Na + + e = Na 0 este mult mai negativ decât potențialul electrodului de apă într-un mediu apos neutru (-0,41 V). Prin urmare, reducerea electrochimică a apei va avea loc pe catod, însoțită de degajare de hidrogen

2Н 2 О а 2 H + + 2 OH -

și ionii de Na + venirea la catod se va acumula în partea adiacentă a soluției (spațiul catodic).

La anod se va produce oxidarea electrochimică a apei, ducând la eliberarea de oxigen.

2H2O-4e à O2 + 4H+

deoarece corespunzător acestui sistem potenţial standard al electrodului (1,23 V) este semnificativ mai mic decât potențialul standard al electrodului (2,01 V) care caracterizează sistemul

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

Ioni SO 4 2- deplasarea spre anod în timpul electrolizei se va acumula în spațiul anodic.

Înmulțind ecuația procesului catodic cu două și adăugând-o cu ecuația procesului anodic, obținem ecuația totală a procesului de electroliză:

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

Ținând cont de faptul că ionii se acumulează simultan în spațiul catodic și ionii în spațiul anodic, ecuația generală a procesului poate fi scrisă în următoarea formă:

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

Astfel, concomitent cu eliberarea de hidrogen și oxigen, se formează hidroxid de sodiu (în spațiul catodic) și acid sulfuric (în spațiul anodic).

Exemplul 4Electroliza soluției de sulfat de cupru ( II) CuSO4.

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

catod (-) Cu 2+ + 2e à Cu 0 2

anod (+) 2H 2 O - 4 e à O 2 + 4H + 1

Ionii H + rămân în soluție și SO 4 2- , deoarece se acumulează acid sulfuric.

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

Exemplul 5 Electroliza soluției de clorură de cupru ( II) CuCl2.

catod (-)<-- Cu 2+ + 2Cl - à анод (+)

catod (-) Cu 2+ + 2e à Cu 0

anod (+) 2Cl - – 2e à Cl 0 2

Ambele ecuații implică doi electroni.

Cu 2+ + 2e à Cu 0 1

2Cl - -– 2e à Cl 2 1

Cu 2+ + 2 Cl - à Cu 0 + Cl 2 (ecuația ionică)

CuCl2 à Cu + Cl2 (ecuația moleculară)

Exemplul 6 Electroliza soluției de azotat de argint AgNO3.

catod (-)<-- Ag + + NO 3 - à Анод (+)

catod (-) Ag + + e à Ag 0

anod (+) 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 (ecuația ionică)

4 Ag + + 2 H 2 Oà 4 Ag 0 + 4 H + + O 2 + 4 NU 3 - (ecuația ionică completă)

4 AgNO 3 + 2 H 2 Oà 4 Ag 0 + 4 HNO 3 + O 2 (ecuația moleculară)

Exemplul 7 Electroliza soluției de acid clorhidricacid clorhidric.

catod (-)<-- H + + Cl - à anod (+)

catod (-) 2H + + 2 eà H 2

anod (+) 2Cl - – 2 eà Cl 2

2 H + + 2 Cl - à H 2 + Cl 2 (ecuația ionică)

2 acid clorhidricà H 2 + Cl 2 (ecuația moleculară)

Exemplul 8 Electroliza soluției de acid sulfuricH 2 ASA DE 4 .

Catod (-) <-- 2H + + SO 4 2- à anod (+)

catod (-)2H+ + 2eà H2

anod(+) 2H20-4eà O2+4H+

2H+ + 2eà H22

2H2O-4eà O2 + 4H+1

4H+ + 2H2Oà 2H2 + 4H+ + O2

2H2Oà 2H2+O2

Exemplu 9. Electroliza soluției de hidroxid de potasiuKOH.

catod (-)<-- K + + Oh - à anod (+)

Cationii de potasiu nu vor fi reduceți la catod, deoarece potasiul se află în seria de tensiune a metalelor din stânga aluminiului, în schimb moleculele de apă vor fi reduse:

2H2O + 2eà H2+2OH-4OH--4eà 2H2O + O2

catod(-)2H2O+2eà H2 + 2OH-2

anod(+) 4OH--4eà 2H2O + O21

4H2O + 4OH -à 2H2 + 4OH - + 2H2O + O2

2 H 2 Oà 2 H 2 + O 2

Exemplul 10 Electroliza soluției de azotat de potasiuKNO 3 .

Catod (-) <-- K + + NO 3 - à anod (+)

2H2O + 2eà H2+2OH-2H20-4eà O2+4H+

catod(-)2H2O+2eà H2 + 2OH-2

anod(+) 2H20-4eà O2 + 4H+1

4H2O + 2H2Oà 2H2+4OH-+4H++ O2

2H2Oà 2H2+O2

Când un curent electric este trecut prin soluții de acizi care conțin oxigen, alcaline și săruri ale acizilor care conțin oxigen cu metale care se află în seria de tensiune a metalelor, în stânga aluminiului, are loc practic electroliza apei. În acest caz, hidrogenul este eliberat la catod, iar oxigenul la anod.

Concluzii. La determinarea produselor de electroliză a soluțiilor apoase de electroliți, în cele mai simple cazuri, ne putem ghida după următoarele considerații:

1. Ioni metalici cu o valoare algebrică mică a potențialului standard - de laLi + inainte deAl 3+ inclusiv - au o tendință foarte slabă de a reatașa electronii, cedând în acest sens ionilorH + (cm. Seria de activitate cationică). În electroliza soluțiilor apoase de compuși care conțin acești cationi, funcția unui agent oxidant pe catod este îndeplinită de ioni.H + , în timp ce se restaurează conform schemei:

2 H 2 O+ 2 eà H 2 + 2OH -

2. Cationi metalici cu valori pozitive ale potențialelor standard (Cu 2+ , Ag + , hg 2+ etc.) au o tendință mai mare de a atașa electroni decât ionii. În timpul electrolizei soluțiilor apoase ale sărurilor lor, acești cationi emit funcția de agent oxidant pe catod, reducându-se în același timp la un metal conform schemei, de exemplu:

Cu 2+ +2 eà Cu 0

3. În timpul electrolizei soluţiilor apoase de săruri metaliceZn, Fe, CD, Niiar altele, ocupând o poziţie de mijloc între grupurile enumerate din seria de tensiune, procesul de reducere la catod are loc conform ambelor scheme. Masa metalului eliberat nu corespunde în aceste cazuri cantității de curent electric care curge, din care o parte este cheltuită pentru formarea hidrogenului.

4. În soluții apoase de electroliți, anioni monoatomici (Cl - , Br - , J - ), anioni care conțin oxigen (NU 3 - , ASA DE 4 2- , PO 4 3- și altele), precum și ionii hidroxil ai apei. Dintre aceștia, ionii de halogenură au proprietăți reducătoare mai puternice, cu excepțiaF. ioniiOhocupă o poziţie intermediară între ele şi anionii poliatomici. Prin urmare, în timpul electrolizei soluțiilor apoaseacid clorhidric, HBr, HJsau sărurile lor de pe anod, ionii de halogenură sunt oxidați conform schemei:

2 X - -2 eà X 2 0

În timpul electrolizei soluțiilor apoase de sulfați, nitrați, fosfați etc. funcția agentului reducător este îndeplinită de ioni, în timp ce este oxidat conform schemei:

4 HOH – 4 eà 2 H 2 O + O 2 + 4 H +

.

Sarcini.

Z A dacha 1. În timpul electrolizei unei soluții de sulfat de cupru, la catod au fost eliberate 48 g de cupru. Aflați volumul de gaz eliberat la anod și masa acidului sulfuric format în soluție.

Sulfatul de cupru în soluție nu disociază niciunul dintre ioniC 2+ șiS0 4 2 ".

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

Să notăm ecuațiile proceselor care au loc la catod și anod. Cationii de Cu sunt redusi la catod, electroliza apei are loc la anod:

Cu 2+ + 2e- \u003d Cu12

2H20-4e- = 4H + + 02 |1

Ecuația generală a electrolizei:

2Cu2+ + 2H2O = 2Cu + 4H+ + O2 (ecuație ionică scurtă)

Adăugați la ambele părți ale ecuației câte 2 ioni de sulfat, care se formează în timpul disocierii sulfatului de cupru, obținem ecuația ionică completă:

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

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

Gazul eliberat la anod este oxigen. În soluție se formează acid sulfuric.

Masa molară a cuprului este de 64 g / mol, calculăm cantitatea de substanță de cupru:

Conform ecuației reacției, atunci când din anod se eliberează 2 moli de cupru, se eliberează 1 mol de oxigen. La catod s-au eliberat 0,75 moli de cupru, lasati sa fie eliberati x moli de oxigen la anod. Să facem o proporție:

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

0,375 moli de oxigen au fost eliberați la anod,

v(O2) = 0,375 mol.

Calculați volumul de oxigen eliberat:

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

Conform ecuației reacției, atunci când la catod se eliberează 2 moli de cupru, în soluție se formează 2 moli de acid sulfuric, ceea ce înseamnă că dacă se eliberează 0,75 moli de cupru la catod, atunci se formează 0,75 moli de acid sulfuric. în soluție, v (H2SO4) = 0,75 mol. Calculați masa molară a acidului sulfuric:

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

Calculați masa acidului sulfuric:

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

Răspuns: La anod s-au eliberat 8,4 litri de oxigen; În soluție s-au format 73,5 g de acid sulfuric

Sarcina 2. Aflați volumul de gaze eliberate la catod și anod în timpul electrolizei unei soluții apoase care conține 111,75 g de clorură de potasiu. Ce substanță se formează în soluție? Găsiți-i masa.

Clorura de potasiu în soluție se disociază în ioni K+ și Cl:

2KS1 \u003d K ++ Cl

Ionii de potasiu nu sunt redusi la catod; in schimb, moleculele de apa sunt reduse. Ionii de clorură sunt oxidați la anod și clorul este eliberat:

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

2SG-2e "= C12|1

Ecuația generală a electrolizei:

2CHl + 2H2O \u003d H2 + 2OH "+ C12 (ecuație ionică scurtă) Soluția conține, de asemenea, ioni K + formați în timpul disocierii clorurii de potasiu și care nu participă la reacție:

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

Să rescriem ecuația în formă moleculară:

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

Hidrogenul este eliberat la catod, clorul este eliberat la anod și hidroxidul de potasiu se formează în soluție.

Soluția conținea 111,75 g clorură de potasiu.

Calculați masa molară a clorurii de potasiu:

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

Calculați cantitatea de substanță clorură de potasiu:

Conform ecuației reacției, electroliza a 2 moli de clorură de potasiu eliberează 1 mol de clor. Lasă electroliza a 1,5 moli de clorură de potasiu să elibereze x mol de clor. Să facem o proporție:

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

Se vor elibera 0,75 moli de clor, v (C! 2) \u003d 0,75 moli. Conform ecuației reacției, atunci când 1 mol de clor este eliberat la anod, 1 mol de hidrogen este eliberat la catod. Prin urmare, dacă se eliberează 0,75 moli de clor la anod, atunci se eliberează 0,75 moli de hidrogen la catod, v(H2) = 0,75 moli.

Să calculăm volumul de clor eliberat la anod:

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

Volumul de hidrogen este egal cu volumul de clor:

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

Conform ecuației reacției, în timpul electrolizei a 2 moli de clorură de potasiu se formează 2 moli de hidroxid de potasiu, ceea ce înseamnă că în timpul electrolizei a 0,75 moli de clorură de potasiu se formează 0,75 moli de hidroxid de potasiu. Calculați masa molară a hidroxidului de potasiu:

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

Calculați masa hidroxidului de potasiu:

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

Răspuns: 16,8 litri de hidrogen au fost eliberați la catod, 16,8 litri de clor au fost eliberați la anod și 42 g de hidroxid de potasiu s-au format în soluție.

Sarcina 3. În timpul electrolizei unei soluții de 19 g clorură de metal bivalent la anod, s-au eliberat 8,96 litri de clor. Determinați ce clorură de metal a fost supusă electrolizei. Calculați volumul de hidrogen eliberat la catod.

Notăm metalul necunoscut M, formula clorurii sale este MC12. La anod, ionii de clorură sunt oxidați și clorul este eliberat. Condiția spune că hidrogenul este eliberat la catod, prin urmare, moleculele de apă sunt reduse:

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

2CI -2e "= C12! 1

Ecuația generală a electrolizei:

2Cl + 2H2O \u003d H2 + 2OH "+ C12 (ecuație ionică scurtă)

Soluția conține și ioni M2+, care nu se modifică în timpul reacției. Scriem ecuația completă a reacției ionice:

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

Să rescriem ecuația reacției în formă moleculară:

MS12 + 2H20 - H2 + M(OH)2 + C12

Aflați cantitatea de clor eliberată la anod:

Conform ecuației reacției, în timpul electrolizei a 1 mol de clorură a unui metal necunoscut, se eliberează 1 mol de clor. Dacă s-au eliberat 0,4 moli de clor, atunci 0,4 moli de clorură de metal au fost supuși electrolizei. Calculați masa molară a clorurii metalice:

Masa molară a clorurii unui metal necunoscut este de 95 g/mol. Există 35,5"2 = 71 g/mol per doi atomi de clor. Prin urmare, masa molară a metalului este 95-71 = 24 g/mol. Magneziul corespunde acestei mase molare.

Conform ecuației reacției, pentru 1 mol de clor eliberat la anod, există 1 mol de hidrogen eliberat la catod. În cazul nostru, 0,4 moli de clor au fost eliberați la anod, ceea ce înseamnă că s-au eliberat 0,4 moli de hidrogen la catod. Calculați volumul de hidrogen:

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

Răspuns: supus unei soluții de electroliză de clorură de magneziu; La catod s-au eliberat 8,96 litri de hidrogen.

*Problema 4. În timpul electrolizei a 200 g dintr-o soluție de sulfat de potasiu cu o concentrație de 15%, la anod s-au eliberat 14,56 litri de oxigen. Calculați concentrația soluției la sfârșitul electrolizei.

Într-o soluție de sulfat de potasiu, moleculele de apă reacționează atât la catod, cât și la anod:

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

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

Să punem ambele ecuații împreună:

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

6H2O \u003d 2H2 + 4H2O + O2 sau

2H2O = 2H2 + 02

De fapt, în timpul electrolizei unei soluții de sulfat de potasiu, are loc electroliza apei.

Concentrația unei substanțe dizolvate într-o soluție este determinată de formula:

C=m(solut) 100% / m(soluție)

Pentru a afla concentrația soluției de sulfat de potasiu la sfârșitul electrolizei, este necesar să se cunoască masa sulfatului de potasiu și masa soluției. Masa de sulfat de potasiu nu se modifică în timpul reacției. Calculați masa sulfatului de potasiu din soluția inițială. Să notăm concentrația soluției inițiale ca C

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

Masa soluției se modifică în timpul electrolizei, deoarece o parte din apă este transformată în hidrogen și oxigen. Calculați cantitatea de oxigen eliberată:

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

Conform ecuației reacției, din 2 moli de apă se formează 1 mol de oxigen. Să se elibereze 0,65 moli de oxigen în timpul descompunerii a x mol de apă. Să facem o proporție:

1,3 mol de apă descompuse, v(H2O) = 1,3 mol.

Calculați masa molară a apei:

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

Calculați masa apei descompuse:

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

Masa soluției de sulfat de potasiu a scăzut cu 23,4 g și a devenit egală cu 200-23,4 = 176,6 g. Să calculăm acum concentrația soluției de sulfat de potasiu la sfârșitul electrolizei:

С2 (K2 SO4)=m(K2SO4) 100% / m(soluție)=30g 100% / 176,6g=17%

Răspuns: concentrația soluției la sfârșitul electrolizei este de 17%.

* 3 problema 5. 188,3 g dintr-un amestec de cloruri de sodiu și potasiu au fost dizolvate în apă și a fost trecut un curent electric prin soluția rezultată. În timpul electrolizei, la catod au fost eliberați 33,6 litri de hidrogen. Calculați compoziția amestecului în procente din greutate.

După dizolvarea unui amestec de cloruri de potasiu și sodiu în apă, soluția conține ioni K+, Na+ și Cl-. Nici ionii de potasiu, nici ionii de sodiu nu se reduc la catod, moleculele de apă sunt reduse. Ionii de clorură sunt oxidați la anod și clorul este eliberat:

Să rescriem ecuațiile în formă moleculară:

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

2NaCI + 2H2O = H2 + C12 + 2NaOH

Să notăm cantitatea de substanță clorură de potasiu conținută în amestec, x mol, și cantitatea de substanță clorură de sodiu, y mol. Conform ecuației reacției, în timpul electrolizei a 2 moli de clorură de sodiu sau de potasiu, se eliberează 1 mol de hidrogen. Prin urmare, în timpul electrolizei x mol de clorură de potasiu, se formează x / 2 sau 0,5x mol de hidrogen, iar în timpul electrolizei, y mol de clorură de sodiu este 0,5y mol de hidrogen. Să găsim cantitatea substanțe cu hidrogen, eliberat în timpul electrolizei amestecului:

Să facem ecuația: 0,5x + 0,5y \u003d 1,5

Calculați masele molare ale clorurilor de potasiu și de sodiu:

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

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

Masa x mol de clorură de potasiu este:

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

Masa unui mol de clorură de sodiu este:

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

Masa amestecului este de 188,3 g, facem a doua ecuație:

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

Deci, rezolvăm un sistem de două ecuații cu două necunoscute:

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

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

Din prima ecuație, exprimăm x:

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

x = 3-y

Înlocuind această valoare a lui x în a doua ecuație, obținem:

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

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

-16y = -35,2

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

Calcula fractiune in masa clorura de sodiu:

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

Răspuns: amestecul conține 31,65% clorură de potasiu și 68,35% clorură de sodiu.

Rezolvarea problemelor chimice
conștient de legea lui Faraday
liceu

Dezvoltarea autorului

Dintre marea varietate a diverselor probleme chimice, după cum arată practica predării la școală, cele mai mari dificultăți sunt cauzate de probleme, pentru a căror rezolvare, pe lângă cunoștințe solide de chimie, se cere și o bună stăpânire a materialului. a cursului de fizică. Și deși nu orice școală secundară acordă atenție rezolvării cel puțin a celor mai simple probleme folosind cunoștințele a două cursuri - chimie și fizică, probleme de acest tip se întâlnesc uneori la examenele de admitere în universitățile în care chimia este o disciplină majoră. Și, prin urmare, fără a analiza probleme de acest tip la clasă, un profesor își poate priva, neintenționat, studentul de șansa de a intra într-o universitate într-o specialitate chimică.
Dezvoltarea acestui autor conține peste douăzeci de sarcini, într-un fel sau altul legate de tema „Electroliza”. Pentru a rezolva probleme de acest tip, este necesar nu numai să aveți o bună cunoaștere a subiectului „Electroliza” curs şcolar chimie, dar și să cunoască legea lui Faraday, care se studiază la cursul de fizică școlară.
Poate că această selecție de sarcini nu va fi de interes pentru absolut toți elevii din clasă sau este disponibilă pentru toată lumea. Cu toate acestea, sarcinile de acest tip sunt recomandate a fi analizate cu un grup de elevi interesați într-un cerc sau o clasă opțională. Se poate observa cu certitudine că sarcinile de acest tip sunt complicate și cel puțin nu tipice pentru un curs de chimie școlar (vorbim despre o medie scoala de invatamant general), și, prin urmare, probleme de acest tip pot fi incluse în siguranță în variantele unei olimpiade de chimie școlare sau districtuale pentru clasele a X-a sau a XI-a.
Având o soluție detaliată pentru fiecare problemă, dezvoltarea este un instrument valoros, în special pentru profesorii începători. După ce a analizat mai multe sarcini cu elevii într-o lecție opțională sau într-o lecție în cerc, un profesor creativ va stabili cu siguranță mai multe sarcini de același tip acasă și va folosi această dezvoltare în procesul de verificare a temelor, ceea ce va economisi semnificativ timp valoros pentru profesor.

Informații teoretice despre problemă

reacții chimice, care curge sub acțiunea unui curent electric asupra electrozilor plasați într-o soluție sau topitură a unui electrolit, se numește electroliză. Luați în considerare un exemplu.

Într-un pahar la o temperatură de aproximativ 700 ° C există o topitură de clorură de sodiu NaCl, electrozii sunt scufundați în el. Înainte de a trece un curent electric prin topitură, ionii Na + și Cl - se mișcă aleatoriu, totuși, atunci când se aplică un curent electric, mișcarea acestor particule devine ordonată: ionii Na + se îndreaptă spre electrodul încărcat negativ și ionii Cl - - la electrodul încărcat pozitiv.

Si el Un atom încărcat sau un grup de atomi care are o sarcină.

Cation este un ion încărcat pozitiv.

Anion este un ion încărcat negativ.

Catod- un electrod încărcat negativ (ioni încărcați pozitiv - cationi) se deplasează spre el.

Anod- un electrod încărcat pozitiv (ioni încărcați negativ - anioni) se deplasează spre el.

Electroliza topiturii de clorură de sodiu pe electrozi de platină

Reacția totală:

Electroliza unei soluții apoase de clorură de sodiu pe electrozi de carbon

Reacția totală:

sau sub formă moleculară:

Electroliza unei soluții apoase de clorură de cupru (II) pe electrozi de carbon

Reacția totală:

LA serie electrochimică activitatea metalelor, cuprul este situat în dreapta hidrogenului, deci cuprul va fi redus la catod, iar clorul va fi oxidat la anod.

Electroliza unei soluții apoase de sulfat de sodiu pe electrozi de platină

Reacția totală:

În mod similar, are loc electroliza unei soluții apoase de nitrat de potasiu (electrozi de platină).

Electroliza unei soluții apoase de sulfat de zinc pe electrozi de grafit

Reacția totală:

Electroliza unei soluții apoase de azotat de fier (III) pe electrozi de platină

Reacția totală:

Electroliza unei soluții apoase de nitrat de argint pe electrozi de platină

Reacția totală:

Electroliza unei soluții apoase de sulfat de aluminiu pe electrozi de platină

Reacția totală:

Electroliza unei soluții apoase de sulfat de cupru pe electrozi de cupru - rafinare electrochimică

Concentrația de CuSO 4 în soluție rămâne constantă, procesul se reduce la transferul materialului anodic la catod. Aceasta este esența procesului de rafinare electrochimică (obținerea metalului pur).

Când se elaborează scheme pentru electroliza unei anumite săruri, trebuie amintit că:

– cationii metalici avand un potential electrod standard (SEP) mai mare decat hidrogenul (de la cupru la aur inclusiv) sunt aproape complet redusi la catod in timpul electrolizei;

– cationii metalici cu valori SEP mici (de la litiu la aluminiu inclusiv) nu se reduc la catod, ci în schimb moleculele de apă sunt reduse la hidrogen;

– cationii metalici, ale căror valori SEC sunt mai mici decât cele ale hidrogenului, dar mai mari decât cele ale aluminiului (de la aluminiu la hidrogen), se reduc concomitent cu apa în timpul electrolizei la catod;

- dacă soluția apoasă conține un amestec de cationi ai diferitelor metale, de exemplu, Ag +, Cu 2+, Fe 2+, atunci argintul va fi primul care va fi redus în acest amestec, apoi cuprul și ultimul fier;

- pe un anod insolubil în timpul electrolizei, anionii sau moleculele de apă se oxidează, iar anionii S 2–, I –, Br – , Cl – se oxidează ușor;

– dacă soluția conține anioni de acizi care conțin oxigen , , , , atunci moleculele de apă sunt oxidate în oxigen la anod;

- dacă anodul este solubil, atunci în timpul electrolizei el însuși suferă oxidare, adică trimite electroni către circuitul extern: atunci când electronii sunt eliberați, echilibrul dintre electrod și soluție este deplasat și anodul se dizolvă.

Dacă din întreaga serie de procese cu electrozi le evidențiem doar pe cele care corespund ecuației generale

M z+ + ze=M,

atunci primim intervalul de tensiuni metalice. Hidrogenul este întotdeauna plasat în acest rând, ceea ce face posibil să vedem care metale sunt capabile să înlocuiască hidrogenul din soluțiile apoase de acizi și care nu sunt (tabel).

Masa

O gamă de metale de stres

Ecuația electrod proces	Standard electrod potenţial la 25 °С, V	Ecuația electrod proces	Standard electrod potenţial la 25 °C, 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	Pt 2+ + 2 e= Pt0	1,2
Fe 2+ + 2 e= Fe0	–0,440	Au 3+ + 3 e= Au 0	1,498
CD 2+ + 2 e= CD 0	–0,403	Au++1 e= Au 0	1,691

Într-o formă mai simplă, o serie de tensiuni metalice poate fi reprezentată după cum urmează:

Pentru a rezolva majoritatea problemelor de electroliză, este necesară cunoașterea legii lui Faraday, a cărei formulă este prezentată mai jos:

m = M eu t/(z F),

Unde m este masa substanței eliberate pe electrod, F- numărul Faraday, egal cu 96 485 A s / mol sau 26,8 A h / mol, M este masa molară a elementului care se reduce în timpul electrolizei, t– timpul procesului de electroliză (în secunde), eu- puterea curentului (în amperi), z este numărul de electroni implicați în proces.

Condiții de sarcină

1. Ce masă de nichel va fi eliberată în timpul electrolizei unei soluții de azotat de nichel timp de 1 oră la un curent de 20 A?

2. La ce putere de curent este necesar să se efectueze procesul de electroliză a unei soluții de azotat de argint pentru a obține 0,005 kg de metal pur în 10 ore?

3. Ce masă de cupru va fi eliberată în timpul electrolizei unei topituri de clorură de cupru (II) timp de 2 ore la un curent de 50 A?

4. Cât timp durează electrolizarea unei soluții apoase de sulfat de zinc la un curent de 120 A pentru a obține 3,5 g de zinc?

5. Ce masă de fier va fi eliberată în timpul electrolizei unei soluții de sulfat de fier(III) la un curent de 200 A timp de 2 ore?

6. La ce putere de curent este necesar să se efectueze procesul de electroliză a unei soluții de azotat de cupru (II) pentru a obține 200 g de metal pur în 15 ore?

7. În ce timp este necesar să se efectueze procesul de electroliză a unei topituri de clorură de fier (II) la un curent de 30 A pentru a obține 20 g de fier pur?

8. La ce putere de curent este necesar să se efectueze procesul de electroliză a unei soluții de azotat de mercur (II) pentru a obține 0,5 kg de metal pur în 1,5 ore?

9. La ce putere de curent este necesar să se efectueze procesul de electroliză a unei topituri de clorură de sodiu pentru a obține 100 g de metal pur în 1,5 ore?

10. Topitura de clorură de potasiu a fost supusă electrolizei timp de 2 ore la un curent de 5 A. Metalul rezultat a reacţionat cu apă cântărind 2 kg. Ce concentrație de soluție alcalină a fost obținută în acest caz?

11. Câte grame de soluție de acid clorhidric 30% vor fi necesare pentru interacțiunea completă cu fierul obținut prin electroliza unei soluții de sulfat de fier (III) timp de 0,5 ore la puterea curentă
10 A?

12. În procesul de electroliză a unei topituri de clorură de aluminiu, efectuat timp de 245 min la un curent de 15 A, s-a obținut aluminiu pur. Câte grame de fier pot fi obținute prin metoda aluminotermă atunci când o anumită masă de aluminiu interacționează cu oxidul de fier (III)?

13. Câți mililitri dintr-o soluție 12% de KOH cu o densitate de 1,111 g/ml vor fi necesari pentru a reacționa cu aluminiul (cu formarea de tetrahidroxialuminat de potasiu) obținut prin electroliza unei soluții de sulfat de aluminiu timp de 300 de minute la un curent de 25 A ?

14. Câți mililitri dintr-o soluție de acid sulfuric 20% cu o densitate de 1,139 g/ml vor fi necesari pentru a interacționa cu zincul obținut prin electroliza unei soluții de sulfat de zinc timp de 100 de minute la un curent de 55 A?

15. Ce volum de oxid azotic (IV) (n.o.) se va obține când un exces de acid azotic concentrat fierbinte reacţionează cu cromul obţinut prin electroliza unei soluţii de sulfat de crom (III) timp de 100 de minute la un curent de 75 A?

16. Ce volum de oxid azotic (II) (n.o.) se va obține atunci când un exces de soluție de acid azotic reacţionează cu cuprul obţinut prin electroliza unei topituri de clorură de cupru (II) timp de 50 de minute la o putere de curent de 10,5 A?

17. În ce timp este necesar să se efectueze electroliza unei topituri de clorură de fier (II) la un curent de 30 A pentru a obține fierul necesar interacțiunii complete cu 100 g de soluție de acid clorhidric 30%?

18. În ce timp este necesar să se efectueze electroliza unei soluții de azotat de nichel la un curent de 15 A pentru a obține nichelul necesar interacțiunii complete cu 200 g de soluție de acid sulfuric 35% la încălzire?

19. Topitura de clorură de sodiu a fost electrolizată la un curent de 20 A timp de 30 de minute, iar topitura de clorură de potasiu a fost electrolizată timp de 80 de minute la un curent de 18 A. Ambele metale au fost dizolvate în 1 kg de apă. Aflați concentrația alcalinelor din soluția rezultată.

20. Magneziul obținut prin electroliza unei topituri de clorură de magneziu timp de 200 min la puterea curentului
10 A, dizolvat în 1,5 l dintr-o soluție de acid sulfuric 25% cu o densitate de 1,178 g/ml. Aflați concentrația de sulfat de magneziu în soluția rezultată.

21. Zincul obținut prin electroliza unei soluții de sulfat de zinc timp de 100 min la puterea curentului

17 A, a fost dizolvat în 1 l dintr-o soluție de acid sulfuric 10% cu o densitate de 1,066 g/ml. Aflați concentrația de sulfat de zinc în soluția rezultată.

22. Fierul obținut prin electroliza unei topituri de clorură de fier(III) timp de 70 min la un curent de 11 A a fost pulverizat și scufundat în 300 g de soluție de sulfat de cupru(II) 18%. Aflați masa de cupru precipitată.

23. Magneziul obținut prin electroliza unei topituri de clorură de magneziu timp de 90 de minute la puterea curentului
17 A, au fost scufundate într-un exces de acid clorhidric. Aflați volumul și cantitatea de hidrogen eliberat (n.a.s.).

24. O soluție de sulfat de aluminiu a fost supusă electrolizei timp de 1 oră la un curent de 20 A. Câte grame de soluție de acid clorhidric 15% ar fi necesare pentru interacțiunea completă cu aluminiul rezultat?

25. Câți litri de oxigen și aer (N.O.) vor fi necesari pentru arderea completă a magneziului obținut prin electroliza unei topituri de clorură de magneziu timp de 35 de minute la un curent de 22 A?

Consultați următoarele numere pentru răspunsuri și soluții

Care curge sub acțiunea unui curent electric asupra electrozilor scufundați într-o soluție sau electrolit topit.

Există două tipuri de electrozi.

Anod oxidare.

Catod este electrodul la care recuperare. Anionii tind spre anod deoarece are o sarcină pozitivă. Cationii tind spre catod, deoarece este încărcat negativ și, conform legilor fizicii, sarcinile opuse se atrag. În orice proces electrochimic, ambii electrozi sunt prezenți. Dispozitivul în care se efectuează electroliza se numește electrolizor. Orez. unu.

Caracteristicile cantitative ale electrolizei sunt exprimate prin două legi Faraday:

1) Masa substanței eliberate pe electrod este direct proporțională cu cantitatea de electricitate care a trecut prin electrolit.

2) În timpul electrolizei diverșilor compuși chimici, aceleași cantități de electricitate emit pe electrozi mase de substanțe, proporționale cu echivalenții lor electrochimici.

Aceste două legi pot fi combinate într-o singură ecuație:

Unde m este masa substanței eliberate, g;

n este numărul de electroni transferați în procesul electrodului;

F este numărul Faraday ( F= 96485 C/mol)

eu– puterea curentului, A;

t– timp, s;

M este masa molară a substanței eliberate, g/mol.

Cu electroliza solutii apoase procesele electrozilor sunt complicate din cauza competiției ionilor (moleculele de apă pot participa și la electroliză). Recuperarea la catod se datorează poziției metalului într-o serie de potențiale standard ale electrodului.

Cationii metalici, care au un potențial de electrod standard mai mare decât cel al hidrogenului (de la Cu2+ la Au3+), sunt aproape complet reduse la catod în timpul electrolizei. Me n+ + nē →Me Cationii metalici cu un potențial standard scăzut de electrod (Li2+ până la Al3+ inclusiv) nu sunt reduse la catod, dar moleculele de apă sunt reduse în schimb. 2H2O + 2ē → H2 + 2OH- Cationii metalici care au un potențial de electrod standard mai mic decât cel al hidrogenului, dar mai mare decât cel al aluminiului (de la Mn2+ la H), se reduc simultan cu moleculele de apă în timpul electrolizei la catod. Me n+ + nē → Me 2H2O + 2ē → H2 + 2OH- În prezența mai multor cationi în soluție, cationii celui mai puțin activ metal se reduc în primul rând pe catod.

Exemplu sulfat de sodiu (Na2SO4)

Na2SO4↔ 2Na++ SO42-

catod: 2H2O + 2e → H2 + 2OH-

anod: 2H2O - 4e → O2 + 4H+

4OH--4H+→ 4H2O

prin electroliză se topește se obţin multe metale reactive. În timpul disocierii topiturii de sulfat de sodiu, se formează ioni de sodiu și ioni de sulfat.

Na2SO4 → 2Na+ + SO42−

- se eliberează sodiu la catod:

Na+ + 1e− → Na

– oxigenul și oxidul de sulf (VI) sunt eliberați la anod:

2SO42− − 4 e− → 2SO3 + О2

- ecuația ionică totală a reacției (ecuația procesului catodic a fost înmulțită cu 4)

4 Na+ + 2SO42− → 4 Na 0 + 2SO3 + O2

- reactie totala:

4 Na2SO44 Na 0 + 2SO3 + O2

Electroliza sărurilor topite

Pentru a obține metale foarte active (sodiu, aluminiu, magneziu, calciu etc.), care interacționează ușor cu apa, se utilizează electroliza sărurilor sau oxizilor topiți:

1. Electroliza topiturii clorurii de cupru (II).

Procesele cu electrozi pot fi exprimate ca semireacții:

la catodul K(-): Сu 2+ + 2e = Cu 0 - reducere catodica

la anodul A (+): 2Cl - - 2e \u003d Cl 2 - oxidare anodică

Reacția globală de descompunere electrochimică a unei substanțe este suma a două semireacții de electrozi, iar pentru clorura de cupru este exprimată prin ecuația:

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

În timpul electrolizei alcalinelor și sărurilor oxoacizilor, oxigenul este eliberat la anod:

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

2SO 4 2– - 4e \u003d 2SO 3 + O 2

2. Electroliza topiturii clorurii de potasiu:

Electroliza soluției

Combinația de reacții redox care apar pe electrozi în soluții de electroliți sau se topește atunci când trece un curent electric prin aceștia se numește electroliză.

Pe catodul „-” al sursei de curent are loc procesul de transfer de electroni la cationi dintr-o soluție sau topitură, prin urmare catodul este un „agent reducător”.

La anodul „+”, electronii sunt eliberați de anioni, deci anodul este un „agent oxidant”.

În timpul electrolizei, procesele concurente pot avea loc atât la anod, cât și la catod.

Când electroliza este efectuată folosind un anod inert (neconsumabil) (de exemplu, grafit sau platină), de regulă, două procese oxidative și două procese de reducere concurează:
la anod - oxidarea anionilor și a ionilor de hidroxid,
la catod - reducerea cationilor si ionilor de hidrogen.

Când electroliza este efectuată folosind un anod activ (consumabil), procesul devine mai complicat și reacțiile concurente pe electrozi sunt:
la anod - oxidarea anionilor și a ionilor hidroxid, dizolvarea anodică a metalului - materialul anodului;
la catod - reducerea cationului de sare si a ionilor de hidrogen, reducerea cationilor metalici obtinuti prin dizolvarea anodului.

Atunci când alegeți cel mai probabil proces la anod și catod, trebuie să mergeți din poziția în care va avea loc reacția care necesită cel mai mic consum de energie. În plus, pentru a selecta cel mai probabil proces la anod și catod în timpul electrolizei soluțiilor de sare cu un electrod inert, se folosesc următoarele reguli:

1. Următoarele produse se pot forma la anod:

a) în timpul electrolizei soluțiilor care conțin anioni SO 4 2-, NO - 3, PO 4 3-, precum și soluțiilor alcaline de pe anod, apa se oxidează și se eliberează oxigen;

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

b) în timpul oxidării anionilor Cl - , Br - , I - clor, brom, respectiv iod se eliberează;

A + Cl - + e - \u003d Cl 0

2. Următoarele produse se pot forma pe catod:

a) in timpul electrolizei solutiilor sarate care contin ioni situati intr-o serie de tensiuni la stanga lui Al 3+ se reduce apa pe catod si se elibereaza hidrogen;

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

b) dacă ionul metalic este situat în seria de tensiuni la dreapta hidrogenului, atunci metalul este eliberat la catod.

K - Me n ++ ne - \u003d Eu 0

c) în timpul electrolizei soluțiilor sărate care conțin ioni situati într-o serie de tensiuni între Al + și H + , la catod pot avea loc procese concurente atât de reducere a cationilor, cât și de degajare a hidrogenului.

Exemplu: Electroliza unei soluții apoase de nitrat de argint pe electrozi inerți

Disocierea azotatului de argint:

AgNO 3 \u003d Ag + + NO 3 -

În timpul electrolizei unei soluții apoase de AgNO3, ionii Ag + sunt redusi la catod, iar moleculele de apă sunt oxidate la anod:

Catod: Ag + + e = A g

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

Ecuație rezumată:________________________________________________

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

Realizaţi scheme pentru electroliza soluţiilor apoase: a) sulfat de cupru; b) clorură de magneziu; c) sulfat de potasiu.

În toate cazurile, electroliza se realizează folosind electrozi de carbon.

Exemplu: Electroliza unei soluții apoase de clorură de cupru pe electrozi inerți

Disocierea clorurii de cupru:

CuCl 2 ↔ Сu 2+ + 2Cl -

Soluția conține ioni de Cu 2+ și 2Cl - care, sub acțiunea unui curent electric, sunt direcționați către electrozii corespunzători:

Catod - Cu 2+ + 2e = Cu 0

Anod + 2Cl - - 2e = Cl 2

_______________________________

CuCl 2 \u003d Cu + Cl 2

Cuprul metalic este eliberat la catod, iar clorul gazos este eliberat la anod.

Dacă, în exemplul considerat de electroliză a unei soluții de CuCl 2, o placă de cupru este luată ca anod, atunci cuprul este eliberat la catod și la anod, unde au loc procese de oxidare, în loc să descarce ionii Cl 0 și să elibereze clor. , anodul (cuprul) este oxidat.

În acest caz, anodul în sine se dizolvă, iar sub formă de ioni de Cu 2+ intră în soluție.

Electroliza CuCl 2 cu un anod solubil poate fi scrisă după cum urmează:

Electroliza soluțiilor de sare cu un anod solubil se reduce la oxidarea materialului anodic (dizolvarea acestuia) și este însoțită de transferul de metal de la anod la catod. Această proprietate este utilizată pe scară largă în rafinarea (purificarea) metalelor din contaminare.

Exemplu: Electroliza unei soluții apoase de clorură de magneziu pe electrozi inerți

Disociarea clorurii de magneziu în soluție apoasă:

MgCl 2 ↔ Mg 2+ + 2Cl -

Ionii de magneziu nu pot fi reduși într-o soluție apoasă (se reduce apa), ionii de clorură sunt oxidați.

Schema electroliza:

Exemplu: Electroliza unei soluții apoase de sulfat de cupru pe electrozi inerți

În soluție, sulfatul de cupru se disociază în ioni:

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

Ionii de cupru pot fi reduși la catod într-o soluție apoasă.

Ionii de sulfat într-o soluție apoasă nu sunt oxidați, astfel încât apa va fi oxidată la anod.

Schema electroliza:

Electroliza unei soluții apoase dintr-o sare de metal activ și un acid care conține oxigen (K 2 SO 4) pe electrozi inerți

Exemplu: disocierea sulfatului de potasiu în soluție apoasă:

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

Ionii de potasiu și ionii de sulfat nu pot fi descărcați la electrozi într-o soluție apoasă, prin urmare, va avea loc reducerea la catod, iar apa va fi oxidată la anod.

Schema electroliza:

sau, având în vedere că 4H + + 4OH - \u003d 4H 2 O (efectuat cu agitare),

H2O2H2 + O2

Dacă trece un curent electric printr-o soluție apoasă dintr-o sare metalică activă și un acid care conține oxigen, atunci nici cationii metalici și nici ionii reziduului acid nu sunt descărcați.

Hidrogenul este eliberat la catod, iar oxigenul este eliberat la anod, iar electroliza este redusă la descompunerea electrolitică a apei.

Electroliza topiturii de hidroxid de sodiu

Electroliza apei se efectuează întotdeauna în prezența unui electrolit inert (pentru a crește conductivitatea electrică a unui electrolit foarte slab - apă):

legea lui Faraday

Dependența cantității de substanță formată sub acțiunea unui curent electric de timp, puterea curentului și natura electrolitului poate fi stabilită pe baza legii generalizate a lui Faraday:

unde m este masa substanței formate în timpul electrolizei (g);

E - masa echivalentă a unei substanțe (g/mol);

M este masa molară a substanței (g/mol);

n este numărul de electroni dați sau primiți;

I - puterea curentului (A); t este durata procesului (e);

F - Constanta lui Faraday care caracterizează cantitatea de electricitate necesară pentru a elibera 1 masă echivalentă a unei substanțe (F = 96.500 C/mol = 26,8 Ah/mol).

Hidroliza compușilor anorganici

Interacțiunea ionilor de sare cu apa, care duce la formarea de molecule electrolitice slabe, se numește hidroliză de sare.

Dacă considerăm o sare ca un produs al neutralizării bazei cu un acid, atunci sărurile pot fi împărțite în patru grupe, pentru fiecare dintre ele hidroliza se va desfășura în felul său.

1. O sare formată dintr-o bază tare și un acid puternic KBr, NaCl, NaNO 3) nu va suferi hidroliză, deoarece în acest caz nu se formează un electrolit slab. Reacția mediului rămâne neutră.

2. Într-o sare formată dintr-o bază slabă și un acid puternic FeCl 2, NH 4 Cl, Al 2 (SO 4) 3, MgSO 4), cationul suferă hidroliză:

FeCl 2 + HOH → Fe(OH)Cl + HCl

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

Ca urmare a hidrolizei, se formează un electrolit slab, ion H + și alți ioni. pH-ul soluției< 7 (раствор приобретает кислую реакцию).

3. O sare formată dintr-o bază tare și un acid slab (KClO, K 2 SiO 3 , Na 2 CO 3 , CH 3 COONa) suferă hidroliză anionică, având ca rezultat formarea unui electrolit slab, ion hidroxid și alți ioni.

K 2 SiO 3 + HOH → KHSiO 3 + KOH

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

pH-ul unor astfel de soluții este > 7 (soluția capătă o reacție alcalină).

4. O sare formată dintr-o bază slabă și un acid slab (CH 3 COONH 4, (NH 4) 2 CO 3, Al 2 S 3) este hidrolizată atât de cation, cât și de anion. Ca rezultat, se formează baze și acid cu disociere scăzută. pH-ul soluțiilor de astfel de săruri depinde de puterea relativă a acidului și a bazei.

Algoritm pentru scrierea ecuațiilor pentru reacțiile de hidroliză a unei sări a unui acid slab și a unei baze tare

Există mai multe opțiuni pentru hidroliza sărurilor:

1. Hidroliza unei sări a unui acid slab și a unei baze tare: (CH 3 COONa, KCN, Na 2 CO 3).

Exemplul 1 Hidroliza acetatului de sodiu.

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

CH 3 COO - + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH -

Deoarece acidul acetic se disociază slab, ionul acetat leagă ionul H +, iar echilibrul de disociere a apei se deplasează spre dreapta conform principiului lui Le Chatelier.

OH - ioni se acumulează în soluție (pH > 7)

Dacă sarea este formată dintr-un acid polibazic, atunci hidroliza are loc în etape.

De exemplu, hidroliza carbonatului: Na2CO3

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

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

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

De importanță practică este de obicei doar procesul care trece prin prima etapă, care, de regulă, este limitată atunci când se evaluează hidroliza sărurilor.

Echilibrul hidrolizei din a doua etapă este deplasat semnificativ spre stânga în comparație cu echilibrul din prima etapă, deoarece în prima etapă se formează un electrolit mai slab (HCO 3 -) decât în ​​a doua (H 2 CO 3)

Exemplul 2 . Hidroliza ortofosfatului de rubidio.

1. Determinați tipul de hidroliză:

Rb3PO4 ↔ 3Rb ++ PO 4 3–

Rubidiul este un metal alcalin, hidroxidul său este o bază puternică, acidul fosforic, în special în a treia etapă de disociere, corespunzătoare formării fosfaților, este un acid slab.

Are loc hidroliza anionică.

PO 3- 4 + H–OH ↔ HPO 2- 4 + OH – .

Produse - ioni de hidrofosfat și hidroxid, mediu - alcalin.

3. Compunem o ecuație moleculară:

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

Avem o sare acidă - fosfat hidrogen de rubidio.

Algoritm pentru scrierea ecuațiilor pentru reacțiile de hidroliză a unei sări a unui acid tare și a unei baze slabe

2. Hidroliza unei sări a unui acid tare și a unei baze slabe: NH 4 NO 3, AlCl 3, Fe 2 (SO 4) 3.

Exemplul 1. Hidroliza nitratului de amoniu.

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

NH 4 + + H 2 O ↔ NH 4 OH + H +

În cazul unui cation cu încărcare multiplă, hidroliza are loc în etape, de exemplu:

Stadiul I: Cu 2+ + HOH ↔ CuOH + + H +

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

CuCl 2 + H 2 O \u003d CuOHCI + HCl

În acest caz, concentrația ionilor de hidrogen și pH-ul mediului din soluție sunt, de asemenea, determinate în principal de prima etapă a hidrolizei.

Exemplul 2 Hidroliza sulfatului de cupru(II).

1. Determinați tipul de hidroliză. În această etapă, este necesar să scrieți ecuația de disociere a sării:

CuSO4 ↔ Cu 2+ + SO2-4.

O sare este formată dintr-un cation al unei baze slabe (subliniat) și un anion al unui acid puternic. Hidroliza are loc la cation.

2. Scriem ecuația hidrolizei ionice, determinăm mediul:

Cu 2+ + H-OH ↔ CuOH + + H + .

Se formează un cation hidroxomeper(II) și un ion de hidrogen, mediul este acid.

3. Facem o ecuație moleculară.

Trebuie luat în considerare faptul că compilarea unei astfel de ecuații este o anumită sarcină formală. Din particule pozitive și negative în soluție, alcătuim particule neutre care există doar pe hârtie. În acest caz, putem face formula (CuOH) 2 SO 4, dar pentru aceasta trebuie să ne înmulțim mental ecuația ionică cu două.

Primim:

2CuSO4 + 2H2O ↔ (CuOH)2SO4 + H2SO4.

Vă rugăm să rețineți că produsul de reacție aparține grupului de săruri bazice. Denumirile sărurilor de bază, precum și denumirile sărurilor mijlocii, ar trebui să fie compuse din denumirile anionului și cationului, în acest caz vom numi sarea „sulfat de hidroxomedi(II)”.

Algoritm pentru scrierea ecuațiilor pentru reacțiile de hidroliză a unei sări a unui acid slab și a unei baze slabe

3. Hidroliza unei sări a unui acid slab și a unei baze slabe:

Exemplul 1 Hidroliza acetatului de amoniu.

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

În acest caz, se formează doi compuși ușor disociați, iar pH-ul soluției depinde de puterea relativă a acidului și a bazei.

Dacă produsele de hidroliză pot fi îndepărtate din soluție, de exemplu, sub formă de precipitat sau substanță gazoasă, atunci hidroliza continuă până la finalizare.

Exemplul 2 Hidroliza sulfurei de aluminiu.

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 (precipitat) + ZH 2 S (gaz)

Exemplul 3 Hidroliza acetatului de aluminiu

1. Determinați tipul de hidroliză:

Al(CH3COO)3 = Al 3+ + 3CH 3 GÂNGURI – .

O sare este formată dintr-un cation al unei baze slabe și anioni ai unui acid slab.

2. Scriem ecuațiile de hidroliză ionică, determinăm mediul:

Al 3+ + H–OH ↔ AlOH 2+ + H + ,

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

Având în vedere că hidroxidul de aluminiu este o bază foarte slabă, presupunem că hidroliza la cation va avea loc într-o măsură mai mare decât la anion. Prin urmare, va exista un exces de ioni de hidrogen în soluție, iar mediul va fi acid.

Nu încercați să faceți aici ecuația totală a reacției. Ambele reacții sunt reversibile, în niciun fel legate între ele, iar o astfel de însumare este lipsită de sens.

3 . Compunem ecuația moleculară:

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

Acesta este, de asemenea, un exercițiu formal de instruire în formularea sărurilor și a nomenclaturii acestora. Sarea rezultată va fi numită acetat de hidroxoaluminiu.

Algoritm pentru scrierea ecuațiilor pentru reacțiile de hidroliză a unei sări a unui acid tare și a unei baze tare

4. Sărurile formate dintr-un acid tare și o bază tare nu suferă hidroliză, deoarece singurul compus cu disociere scăzută este H2O.

Sarea unui acid tare și a unei baze tare nu suferă hidroliză, iar soluția este neutră.