Модуль 2. Основні процеси хімії та властивості речовин

Лабораторна робота №7

Тема: Електроліз водних розчинів солей

Електролізомназивається окислювально-відновний процес, що протікає на електродах при проходженні електричного струму через розчин або розплав електроліту.

При пропущенні постійного електричного струму через розчин електроліту або розплав катіони рухаються до катода, а аніони - до анода. На електродах протікають окислювально-відновлювальні процеси; Катод, є відновником, так як він віддає електрони катіонів, а анод - окислювачем, так як приймає електрони у аніонів. Реакції, які відбуваються на електродах, залежать від складу електроліту, природи розчинника, матеріалу електродів, режиму роботи електролізера.

Хімізм процесу електролізу розплаву хлориду кальцію:

СаСl 2 ↔ Са 2+ + 2Сl -

на катоді Са 2+ + 2e→ Са°

на аноді 2Сl - - 2е→ 2С1° → С1 2

Електроліз розчину сульфату калію на нерозчинному аноді схематично виглядає так:

K 2 SO 4 ↔ 2K + + SO 4 2 -

Н 2 О ↔ Н + + ВІН -

на катоді 2Н + + 2е→2Н°→ Н 2 2

на аноді 4ОН - 4е→ Про 2 + 4Н + 1

K 2 SO 4 + 4Н 2 Про 2Н 2 + О 2 + 2К0Н + H 2 SO 4

Мета роботи:ознайомлення з електролізом розчинів солей

Прилади та обладнання:випрямляч електричного струму, електролізер, вугільні електроди, наждачний папір, стаканчики, промивання.

Рис. 1. Прилад для проведення

електролізу

1 – електролізер;

2 – електроди;

3-токопровідні дроти; джерело постійного струму.

Реактиви та розчини: 5% розчини хлориду міді СuС1 2 іодиду калію КI , гідросульфату калію KHSO 4 , сульфату натрію Na 2 SO 4 , сульфату міді CuSO 4 , сульфату цинку ZnSO 4 , 20% розчин гідроксиду натрію NaOH, мідна та нікелева пластинки, розчин фенолфталеїну, азотна кислота (конц.) 1% розчин HNO 3 , нейтральний лакмусовий папір, 10% розчин сірчаної кислоти H 2 SO 4 .

Досвід 1. Електроліз хлориду міді з нерозчинними електродами

Електролізер наповніть до половини об'єму 5% розчином міді хлориду. Опустіть в обидва коліна електролізера по графітовому стрижню, закріпіть їх нещільно відрізками та каучуковою трубкою. Кінці електродів з'єднайте провідниками із джерелами постійного струму. У разі незначного запаху хлору електролізер негайно відключіть від джерела струму. Що відбувається на катоді? Складіть рівняння електродних реакцій.

Досвід 2. Електроліз іодиду калію з нерозчинними електродами

Наповніть електролізер 5% розчином йодиду калію, . додайте в кожне коліно по 2 краплі фенолфталеїну. Вставте вкожне коліно електролізера графітові електроди і з'єднайте їх із джерелом постійного струму.

У якому коліні та чому пофарбувався розчин? У кожне коліно додайте по 1 краплі крохмального клейстеру. Де і чому виділяється йод? Складіть рівняння електродних реакцій. Що утворилося у катодному просторі?

Досвід 3. Електроліз сульфату натрію з нерозчинними електродами

Половину об'єму електролізера наповніть 5% розчином сульфату натрію і додайте в кожне коліно по 2 краплі метилоранжу або лакмусу. Вставте в обидва коліна електроди і з'єднайте їх із джерелом постійного струму. Запишіть спостереження. Чому розчини електроліту у різних електродів забарвилися у різні кольори? Складіть рівняння електродних реакцій. Які гази та чому виділяються на електродах? У чому полягає сутність процесу електролізу водного розчину сульфату натрію

ЕЛЕКТРОЛІЗ

Одним із способів отримання металів є електроліз. Активні метали зустрічаються у природі лише у вигляді хімічних сполук. Як виділити із цих сполук у вільному стані?

Розчини та розплави електролітів проводять електричний струм. Однак, при пропусканні струму через розчин електроліту можуть відбуватися хімічні реакції. Розглянемо, що відбуватиметься, якщо розчин або розплав електроліту помістити дві металеві пластинки, кожна з яких з'єднана з одним з полюсів джерела струму. Ці платівки називаються електродами. Електричний струм являє собою потік електронів, що рухається. Внаслідок того, що електрони в ланцюзі рухаються від одного електрода до іншого, на одному з електродів виникає надлишок електронів. Електрони мають негативний заряд, тому електрод заряджається негативно. Його називають катодом. На іншому електроді створюється нестача електронів, і він заряджається позитивно. Цей електрод називають анодом. Електроліт у розчині або розплаві дисоціює на позитивно заряджені іони – катіони та негативно заряджені іони – аніони. Катіони притягуються до негативно зарядженого електрода - катода. Аніони притягуються до позитивно зарядженого електроду - аноду. На поверхні електродів може відбуватися взаємодія між іонами та електронами.

Електролізом називають процеси, що відбуваються при пропусканні через розчини або розплави електролітів електричного струму.

Процеси, що відбуваються при електроліз розчинів і розплавів електролітів, досить сильно відрізняються. Розглянемо докладно обидва ці випадки.

Електроліз розплавів

Як приклад розглянемо електроліз розплаву натрію хлориду. У розплаві хлорид натрію дисоціює на іони Na +
і Cl - : NaCl = Na + + Cl -

Катіони натрію переміщаються до поверхні негативно зарядженого електрода – катода. На поверхні катода є надлишок електронів. Тому відбувається передача електронів від поверхні електрода іонів натрію. При цьому іони Na + перетворюються на атоми натрію, тобто відбувається відновлення катіонів Na + . Рівняння процесу:

Na + + е - = Na

Хлорид-іони Cl - переміщуються до поверхні позитивно зарядженого електрода – анода. На поверхні анода створено нестачу електронів та відбувається передача електронів від аніонів Cl - до поверхні електрода. При цьому негативно заряджені іони Cl - перетворюються на атоми хлору, які відразу ж з'єднуються на молекули хлору С l 2 :

2С l - -2е - = Cl 2

Хлорид-іони втрачають електрони, тобто відбувається їхнє окислення.

Запишемо разом рівняння процесів, що відбуваються на катоді та аноді

Na + + е - = Na

2 З l - -2 е - = Cl 2

У процесі відновлення катіонів натрію бере участь один електрон, а в процесі окислення іонів хлору – 2 електрони. Однак повинен дотримуватися закон збереження електричного заряду, тобто загальний заряд всіх частинок у розчині повинен бути постійним Отже, число електронів, що беруть участь у відновленні катіонів натрію, повинно дорівнювати кількості електронів, що беруть участь в окисленні хлорид-іонів Тому перше рівняння помножимо на 2:

Na + + е - = Na 2

2С l - -2е - = Cl 2 1

Складемо разом обидва рівняння та отримаємо загальне рівняння реакції.

2 Na + + 2С l - = 2 Na + Cl 2 (іонне рівняння реакції), або

2 NaCl = 2 Na + Cl 2 (Молекулярне рівняння реакції)

Отже, на розглянутому прикладі бачимо, що електроліз є окислювально-відновною реакцією. На катоді відбувається відновлення позитивно заряджених іонів - катіонів, аноді окислення негативно заряджених іонів – аніонів. Запам'ятати, який процес де відбувається, можна за допомогою "правила Т":

каТод - каТіон - відновлення.

приклад 2.Електроліз розплаву гідроксиду натрію.

Гідроксиду натрію в розчині дисоціює на катіони і гідроксид-іони.

Катод (-)<-- Na + + OH - à Анод (+)

На поверхні катода відбувається відновлення катіонів натрію, при цьому утворюються атоми натрію:

катод (-) Na + +e à Na

На поверхні анода окислюються гідрокіс-іони, при цьому виділяється кисень і утворюються молекули води:

катод (-) Na + + e à Na

анод (+)4 OH - - 4 e à 2 H 2 O + O 2

Число електронів, що беруть участь у реакції відновлення катіонів натрію і реакції окислення гідроксид-іонів, повинно бути однаковим. Тому помножимо перше рівняння на 4:

катод (-) Na + + e à Na 4

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

Складемо разом обидва рівняння та отримаємо рівняння реакції електролізу:

4 NaOH à 4 Na + 2 H 2 O + O 2

приклад 3.Розглянемо електроліз розплаву Al 2 O 3

За допомогою цієї реакції одержують алюміній з бокситу – природної сполуки, в якій міститься багато оксиду алюмінію. Температура плавлення оксиду алюмінію дуже висока (більше 2000 º С), тому до нього додають спеціальні добавки, що знижують температуру плавлення до 800-900 º С. У розплаві оксид алюмінію дисоціює на іони Al 3+ та O 2- . H а катоді відновлюються катіони Al 3+ , перетворюючись на атоми алюмінію:

Al +3 e à Al

На аноді окислюються аніони O 2- , перетворюючись на атоми кисню. Атоми кисню відразу ж з'єднуються в молекули 2:

2 O 2- – 4 e à O 2

Число електронів, що беруть участь у процесах відновлення катіонів алюмінію та окислення іонів кисню, має бути рівним, тому помножимо перше рівняння на 4, а друге на 3:

Al 3+ +3 e à Al 0 4

2 O 2- – 4 e à O 2 3

Складемо обидва рівняння та отримаємо

4 Al 3+ + 6 O 2- à 4 Al 0 +3 O 2 0 (іонне рівняння реакції)

2 Al 2 O 3 à 4 Al + 3 O 2

Електроліз розчинів

У разі пропускання електричного струму через водний розчин електроліту справа ускладнюється тим, що в розчині присутні молекули води, які можуть взаємодіяти з електронами. Згадаймо, що в молекулі води атоми водню та кисню пов'язані полярним ковалентним зв'язком. Електронегативність кисню більша, ніж електронегативність водню, тому загальні електронні пари зміщені до атома кисню. На атомі кисню виникає частковий негативний заряд, його позначають δ-, але в атомах водню -частковий позитивний заряд, його позначають δ+.

δ+

Н-О δ-

│

Н δ+

Завдяки такому зміщенню зарядів молекула води має позитивний та негативний "полюси". Тому молекули води можуть позитивно зарядженим полюсом притягуватися до негативно зарядженого електрода - катода, а негативного полюса - до позитивно зарядженого електрода - анода. На катоді може відбуватися відновлення молекул води, при цьому виділяється водень:

На аноді може відбуватися окислення молекул води з виділенням кисню:

2 H 2 Про - 4е - = 4Н + + Про 2

Тому на катоді можуть відновлюватися або катіони електроліту, або молекули води. Ці два процеси ніби конкурують між собою. Який процес відбувається на катоді, залежить від природи металу. Чи відновлюватимуться на катоді катіони металу або молекули води, залежить від положення металу в ряду напруг металів .

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

Якщо метал знаходиться в ряду напруг правіше водню, на катоді відновлюються катіони металу і виділяється вільний метал. Якщо метал знаходиться в ряді напруг лівіше за алюміній, на катоді відновлюються молекули води і виділяється водень. Нарешті, у разі катіонів металів від цинку до свинцю може відбуватися виділення металу, або виділення водню, а іноді одночасно виділяються і водень, і метал. Загалом це досить складний випадок, багато що залежить від умов реакції: концентрації розчину, сипи електричного струму та інших.

На аноді також може відбуватися один із двох процесів - або окислення аніонів електроліту, або окислення молекул води. Який саме процес протікатиме насправді, залежить від природи аніону. При електролізі солей безкисневих кислот чи самих кислот на аноді окислюються аніони. Єдиним винятком є ​​фторид-іон F - . У разі кисневмісних кислот на аноді окислюються молекули води та виділяється кисень.

приклад 1.Розгляньмо електроліз водного розчину хлориду натрію.

У водному розчині хлориду натрію будуть катіони натрію Na + , аніони хлору Cl - та молекули води.

2 NaCl à 2 Na + + 2 Cl -

2Н 2 Про à 2 H + + 2 OH -

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

анод (+) 2 Cl -; 2 OH -; 2 Cl - - 2е à 2 Cl 0

2NaCl + 2H 2 O à H 2 + Cl 2 + 2NaOH

Хімічна активність аніонів поряд зменшується.

приклад 2.А якщо до складу солі входить SO 4 2- ? Розглянемо електроліз розчину сульфату нікелю ( II ). Сульфату нікелю ( II ) дисоціює на іони Ni 2+ та SO 4 2- :

NiSO 4 à Ni 2+ + SO 4 2-

H 2 O à H + + OH -

Катіони нікелю знаходяться між іонами металів Al 3+ та Pb 2+ , Що займають у ряді напруги середнє положення, процес відновлення на катоді відбувається за обома схемами:

2 H 2 Про + 2е - = H 2 + 2ОН -

Аніони кисневмісних кислот не окислюються на аноді ( ряд активності аніонів ), відбувається окислення молекул води:

анод е à O 2 + 4H +

Запишемо разом рівняння процесів, що відбуваються на катоді та аноді:

катод (-) Ni 2+; H +; Ni 2+ + 2е à Ni 0

2 H 2 Про + 2е - = H 2 + 2ОН -

анод (+) SO 4 2-; OH - ;2H 2 O - 4е à O 2 + 4H +

У процесах відновлення беруть участь 4 електрони і в процесі окислення теж беруть участь 4 електрони. Складемо разом ці рівняння та отримаємо загальне рівняння реакції:

Ni 2+ +2 H 2 Про + 2 H 2 Про à Ni 0 + H 2 + 2ОН - + O 2 + 4 H +

У правій частині рівняння знаходяться одночасно іони Н+ та OH - , які з'єднуються з утворенням молекул води:

Н + + OH - à H 2 О

Тому в правій частині рівняння замість 4 іонів Н+ та 2 іонів OH - запишемо 2 молекули води та 2 іони Н + :

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

Скоротимо по дві молекули води в обох частинах рівняння:

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

Це коротке іонне рівняння. Щоб отримати повне іонне рівняння, потрібно додати в обидві частини сульфат-іону SO 4 2- , що утворилися при дисоціації сульфату нікелю ( II ) і які брали участь у реакції:

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

Таким чином, у нас при електролізі розчину сульфату нікелю ( II ) на катоді виділяється водень і нікель, але в аноді – кисень.

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

приклад 3. Написати рівняння процесів, що відбуваються при електроліз водного розчину сульфату натрію з інертним анодом.

Стандартний електродний потенціал системи Na + + e = Na 0 значно негативніше потенціалу водного електрода в нейтральному водному середовищі (-0,41 В). Тому на катоді відбуватиметься електрохімічне відновлення води, що супроводжується виділенням водню

2Н 2 Про à 2 H + + 2 OH -

а іони Na + , що приходять до катода, будуть накопичуватися в частині розчину, що прилягає до нього (катодний простір).

На аноді відбуватиметься електрохімічне окиснення води, що веде до виділення кисню.

2 H 2 O – 4е à O 2 + 4 H +

оскільки відповідає цій системі стандартний електродний потенціал (1,23 В) значно нижче, ніж стандартний електродний потенціал (2,01 В), що характеризує систему

2 SO 4 2- + 2 e = S 2 O 8 2- .

Іони SO 4 2- , що рухаються при електролізі до анода, накопичуватимуться в анодному просторі.

Помножуючи рівняння катодного процесу на два і складаючи його з рівнянням анодного процесу, отримуємо сумарне рівняння процесу електролізу:

6 H 2 O = 2 H 2 + 4 OH - + O 2 + 4 H +

Зважаючи на те, що одночасно відбувається накопичення іонів у катодному просторі та іонів в анодному просторі, сумарне рівняння процесу можна записати в наступній формі:

6H 2 O + 2Na 2 SO 4 = 2H 2 + 4Na + + 4OH - + O 2 + 4H + + 2SO 4 2-

Таким чином, одночасно з виділенням водню та кисню утворюється гідроксид натрію (в катодному просторі) та сірчана кислота (в анодному просторі).

приклад 4.Електроліз розчину сульфату міді ( II ) CuSO 4 .

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

катод (-) Cu 2+ + 2e Cu 0 2

анод (+) 2H 2 O – 4 е à O 2 + 4H + 1

У розчині залишаються іони Н+ та SO 4 2- , Бо накопичується сірчана кислота.

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

Приклад 5. Електроліз розчину хлориду міді ( II ) CuCl 2 .

Катод (-)<-- Cu 2+ + 2Cl - à анод (+)

катод (-) Cu 2+ + 2e a Cu 0

анод (+) 2Cl - – 2e à Cl 0 2

В обох рівняннях беруть участь по два електрони.

Cu 2+ + 2e à Cu 0 1

2Cl - -– 2e à Cl 2 1

Cu 2+ + 2 Cl - à Cu 0 + Cl 2 (іонне рівняння)

CuCl 2 à Cu + Cl 2 (Молекулярне рівняння)

Приклад 6. Електроліз розчину нітрату срібла AgNO 3 .

Катод (-)<-- Ag + + NO 3 - à Анод (+)

катод (-) Ag + + e à Ag 0

анод (+) 2H 2 O – 4 е à O 2 + 4H +

Ag + + e à Ag 0 4

2H 2 O – 4 е à O 2 + 4H + 1

4 Ag + + 2 H 2 O à 4 Ag 0 + 4 H + + O 2 (іонне рівняння)

4 Ag + + 2 H 2 Oà 4 Ag 0 + 4 H + + O 2 + 4 NO 3 - (Повне іонне рівняння)

4 AgNO 3 + 2 H 2 Oà 4 Ag 0 + 4 HNO 3 + O 2 (Молекулярне рівняння)

Приклад 7. Електроліз розчину соляної кислотиHCl.

Катод (-)<-- H + + Cl - à анод (+)

катод (-) 2H + + 2 eà H 2

анод (+) 2Cl - – 2 eà Cl 2

2 H + + 2 Cl - à H 2 + Cl 2 (іонне рівняння)

2 HClà H 2 + Cl 2 (Молекулярне рівняння)

Приклад 8. Електроліз розчину сірчаної кислотиH 2 SO 4 .

Катод (-) <-- 2H + + SO 4 2- à анод (+)

катод (-)2H+ + 2eà H 2

анод(+) 2H 2 O – 4еà O 2 + 4H+

2H+ + 2eà H 2 2

2H 2 O – 4еà O 2 + 4H+1

4H+ + 2H 2 Oà 2H 2 + 4H+ +O 2

2H 2 Oà 2H 2 + O 2

приклад 9. Електроліз розчину гідроксиду каліюKOH.

Катод (-)<-- K + + OH - à анод (+)

Катіони калію не будуть відновлюватися на катоді, оскільки калій знаходиться в ряді напруги металів лівіше алюмінію, натомість відбуватиметься відновлення молекул води:

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

катод(-) 2H 2 O + 2eà H 2 +2OH - 2

анод(+) 4OH - - 4eà 2H 2 O +O 2 1

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

2 H 2 Oà 2 H 2 + O 2

приклад 10. Електроліз розчину нітрату каліюKNO 3 .

Катод (-) <-- K + + NO 3 - à анод (+)

2H 2 O + 2eà H 2 +2OH - 2H 2 O – 4еà O 2 + 4H +

катод(-) 2H 2 O + 2eà H 2 + 2OH-2

анод(+) 2H 2 O – 4еà O 2 + 4H+1

4H 2 O + 2H 2 Oà 2H 2 + 4OH - + 4H ++ O 2

2H 2 Oà 2H 2 + O 2

При пропусканні електричного струму через розчини кислот, що містять кисень, лугів і солей кисневмісних кислот з металами, що знаходяться в ряді напруги металів, лівіше алюмінію, практично відбувається електроліз води. При цьому на катоді виділяється водень, а на аноді кисень.

Висновки. При визначенні продуктів електролізу водних розчинів електролітів можна у найпростіших випадках керуватися такими міркуваннями:

1.Іони металів з малою величиною алгебри стандартного потенціалу – відLi + доAl 3+ включно - мають дуже слабку тенденцію до зворотного приєднання електронів, поступаючись у цьому відношенні іонамH + (Див. Ряд активності катіонів). При електролізі водних розчинів сполук, що містять ці катіони, функцію окислювача на катоді виконують іониH + , відновлюючись при цьому за схемою:

2 H 2 O+ 2 еà H 2 + 2OH -

2.Катіони металів з позитивними значеннями стандартних потенціалів (Cu 2+ , Ag + , Hg 2+ та ін) мають велику тенденцію до приєднання електронів у порівнянні з іонами. При електролізі водних розчинів їх солей функцію окислювача на катоді виділяють ці катіони, відновлюючись при цьому до металу за схемою, наприклад:

Cu 2+ +2 eà Cu 0

3.При електролізі водних розчинів солей металівZn, Fe, Cd, Niта ін, що займають у ряді напруги середнє положення між перерахованими групами, процес відновлення на катоді відбувається за обома схемами. Маса, що виділився металу не відповідає в цих випадках кількості електричного струму, що протік, частина якого витрачається на утворення водню.

4.У водних розчинах електролітів функцію відновників по відношенню до аноду-окислювача можуть одноатомні аніони (Cl - , Br - , J - ), кисневмісні аніони (NO 3 - , SO 4 2- , PO 4 3- та інші), а також гідроксильні іони води. Більш сильними відновними властивостями їх мають галогенид іони, крімF. ІониOHзаймають проміжне положення між ними та багатоатомними аніонами. Тому при електролізі водних розчинівHCl, HBr, HJабо їхньою солеєю на аноді відбувається окислення галогенід-іонів за схемою:

2 X - -2 eà X 2 0

При електроліз водних розчинів сульфатів, нітратів, фосфатів і т.п. функцію відновника виконують іони, окислюючись при цьому за схемою:

4 HOH – 4 eà 2 H 2 O + O 2 + 4 H +

.

Завдання.

З а Дача 1. При електролізі розчину сульфату міді на катоді виділилося 48 г міді. Знайдіть обсяг газу, що виділився на аноді, і масу сірчаної кислоти, що утворилася в розчині.

Сульфат міді в розчині дисоціює жодні іони.Сі 2+ таS0 4 2 ".

CuS0 4 = Cu 2+ + S0 4 2 "

Запишемо рівняння процесів, що відбуваються на катоді та аноді. На катоді відновлюються катіони Сі, аноді відбувається електроліз води:

Cu 2+ +2e- = Cu12

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

Загальне рівняння електролізу:

2Cu2+ + 2H2O = 2Cu + 4H+ + O2 (коротке іонне рівняння)

Додамо в обидві частини рівняння по 2 сульфат-іони, які утворюються при дисоціації сульфату міді, отримаємо повне іонне рівняння:

2Сі2+ + 2S042" + 2Н20 = 2Cu + 4Н+ + 2SO4 2" + О2

2CuSO4 + 2H2O = 2Cu + 2H2SO4 + О2

Газ, що виділяється на аноді – кисень. У розчині утворюється сірчана кислота.

Молярна маса міді дорівнює 64 г/моль, обчислимо кількість речовини міді:

За рівнянням реакції при виділенні на катоді 2 моль міді ла аноді виділяється 1 моль кисню. На катоді виділилося 0,75 моль міді, нехай на аноді виділилося х моль кисню. Складемо пропорцію:

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

На аноді виділилося 0,375 моль кисню,

v(O2) = 0,375 моль.

Обчислимо обсяг кисню, що виділився:

V(O2) = v(O2)«VM = 0,375 моль«22,4 л/моль = 8,4 л

За рівнянням реакції при виділенні на катоді 2 моль міді у розчині утворюється 2 моль сірчаної кислоти, отже, якщо на катоді виділилося 0,75 моль міді, то у розчині утворилося 0,75 моль сірчаної кислоти, v(H2SO4) = 0,75 моль . Обчислимо молярну масу сірчаної кислоти:

M(H2SO4) = 2-1+32+16-4 = 98 г/моль.

Обчислимо масу сірчаної кислоти:

m(H2S04) = v(H2S04>M(H2S04) = = 0,75 моль«98 г/моль = 73,5 г.

Відповідь:на аноді виділилося 8,4 л кисню; у розчині утворилося 73,5 г сірчаної кислоти

Завдання 2. Знайдіть об'єм газів, що виділилися на катоді та аноді, при електролізі водного розчину, що містить 111,75 г хлориду калію. Яка речовина утворилася у розчині? Знайдіть його масу.

Хлорид калію в розчині дисоціює на іониК+ і Сl:

2КС1 = К + + Сl

Іони калію не відновлюються на катоді, натомість відбувається відновлення молекул води. На аноді окислюються хлорид-іони і виділяється хлор:

2Н2О + 2е" = Н2 + 20Н-|1

2СГ-2е" = С12 | 1

Загальне рівняння електролізу:

2СГl+ 2Н2О = Н2 + 2ОН" + С12 (коротке іонне рівняння) У розчині присутні також іони К+, що утворилися при дисоціації хлориду калію і не беруть участі в реакції:

2К+ + 2Сl + 2Н20 = Н2 + 2К+ + 2ОН" + С12

Перепишемо рівняння у молекулярному вигляді:

2КС1 + 2Н2О = Н2 + С12 + 2КОН

На катоді виділяється водень, на аноді хлор, у розчині утворюється гідроксид калію.

У розчині було 111,75 г хлориду калію.

Обчислимо молярну масу хлориду калію:

М(КС1) = 39+35,5 = 74,5 г/моль

Обчислимо кількість речовини хлориду калію:

За рівнянням реакції при електролізі 2 моль хлориду калію виділяється 1 моль хлору. Нехай при електролізі 1,5 моль хлориду калію виділяється х моль хлору. Складемо пропорцію:

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

Виділиться 0,75 моль хлору, v(C!2) = 0,75 моль. За рівнянням реакції при виділенні 1 моль хлору на аноді на катоді виділяється 1 моль водню. Отже, якщо аноді виділиться 0,75 моль хлору, то катоді виділиться 0,75 моль водню, v(H2) = 0,75 моль.

Обчислимо обсяг хлору, що виділився на аноді:

V(C12) = v(Cl2)-VM = 0,75 моль«22,4 л/моль = 16,8 л.

Об'єм водню дорівнює обсягу хлору:

У(Н2) = У(С12)=16,8л.

За рівнянням реакції при електролізі 2 моль хлориду калію утворюється 2 моль гідроксиду калію, отже, при електролізі 0,75 моль хлориду калію утворюється 0,75 моль гідроксиду калію. Обчислимо молярну масу гідроксиду калію:

М(КОН) = 39+16+1 – 56 г/моль.

Обчислимо масу гідроксиду калію:

m(KOH) = v(KOH>M(KOH) = 0,75 моль-56 г/моль = 42 г.

Відповідь:на катоді виділилося 16,8 л водню, на аноді виділилося 16,8 л хлору, у розчині утворилося 42 г гідроксиду калію.

Завдання 3. При електроліз розчину 19 г хлориду двовалентного металу на аноді виділилося 8,96 л хлору. Визначте, хлорид якого металу піддали електролізу. Обчисліть об'єм водню, що виділився на катоді.

Позначимо невідомий метал М, формула його хлориду МС12. На аноді окислюються хлорид-іони та виділяється хлор. В умові сказано, що на катоді виділяється водень, отже відбувається відновлення молекул води:

2Н20 + 2е- = Н2 + 2ОH | 1

2Cl -2е" = С12! 1

Загальне рівняння електролізу:

2Сl + 2Н2О = Н2 + 2ОН" + С12 (коротке іонне рівняння)

У розчині є також іони М2+, які при реакції не змінюються. Запишемо повне іонне рівняння реакції:

2СГ + М2+ + 2Н2О = Н2 + М2+ + 2ОН- + С12

Перепишемо рівняння реакції у молекулярному вигляді:

МС12 + 2Н2О - Н2 + М(ОН)2 + С12

Знайдемо кількість речовини хлору, що виділився на аноді:

За рівнянням реакції при електролізі 1 моль хлориду невідомого металу виділяється 1 моль хлору. Якщо виділилося 0,4 моль хлору, то електроліз піддали 0,4 моль хлориду металу. Обчислимо молярну масу хлориду металу:

Молярна маса хлориду невідомого металу 95 г/моль. На два атоми хлору припадає 35,5»2 = 71 г/моль. Отже молярна маса металу дорівнює 95-71 = 24 г/моль. Цій молярній масі відповідає магній.

По рівнянню реакції на 1 моль хлору, що виділився на аноді, припадає 1 моль що виділився на катоді водню. У нашому випадку на аноді виділилося 0,4 моль хлору, отже, на катоді виділилося 0,4 моль водню. Обчислимо обсяг водню:

V(H2) = v(H2>VM = 0,4 моль«22,4 л/моль = 8,96 л.

Відповідь:електроліз піддали розчин хлориду магнію; на катоді виділилося 8,96 л водню.

*3адача 4. При електролізі 200 г розчину сульфату калію з концентрацією 15% на аноді виділилося 14,56 л кисню. Обчисліть концентрацію розчину після електролізу.

У розчині сульфату калію і на катоді, і на аноді реагують молекули води:

2Н20 + 2е" = Н2 + 20Н-|2

2Н2О - 4е" = 4Н + + О2! 1

Складемо разом обидва рівняння:

6Н2О = 2Н2 + 4ОН" + 4Н+ + О2, або

6Н2О = 2Н2 + 4Н2О + О2, або

2Н2О = 2Н2 + 02

Фактично при електроліз розчину сульфату калію відбувається електроліз води.

Концентрація розчиненої речовини у розчині визначається за формулою:

С=m(розчиненої речовини) 100%/m(розчину)

Щоб знайти концентрацію розчину сульфату калію після електролізу, необхідно знати масу сульфату калію і масу розчину. Маса сульфату калію при реакції не змінюється. Обчислимо масу сульфату калію у вихідному розчині. Позначимо концентрацію вихідного розчину Сь

m(K2S04) = C2 (K2S04) m(pacтвора) = 0,15 200 г = 30 г.

Маса розчину під час електролізу змінюється, оскільки частина води перетворюється на водень та кисень. Обчислимо кількість речовини кисню, що виділився:

(O 2) = V (O2) / Vм = 14,56 л / 22,4 л / моль = 0,65 моль

За рівнянням реакції з 2 моль води утворюється 1 моль кисню. Нехай 0,65 моль кисню виділяється при розкладанні моль води. Складемо пропорцію:

Розклалося 1,3 моль води, v(H2O) = 1,3 моль.

Обчислимо молярну масу води:

М(Н2О) = 1-2 +16 = 18 г/моль.

Обчислимо масу води, що розклалася:

m(H2O) = v(H2O>M(H2O) = 1,3 моль* 18 г/моль = 23,4 г.

Маса розчину сульфату калію зменшилася на 23,4 г і дорівнювала 200-23,4 = 176,6 г. Обчислимо тепер концентрацію розчину сульфату калію після закінчення електролізу:

С2 (K2 SO4) = m (K2 SO4) 100% / m (розчину) = 30г 100% / 176,6 г = 17%

Відповідь:концентрація розчину після електролізу дорівнює 17%.

*3адача 5. 188,3 г суміші хлоридів натрію та калію розчинили у воді та пропустили через отриманий розчин електричний струм. За електролізу на катоді виділилося 33,6 л водню. Обчисліть склад суміші у відсотках масою.

Після розчинення суміші хлоридів калію та натрію у воді в розчині містяться іони К+, Na+ та Сl-. Ні іони калію, ні іони натрію не відновлюються на катоді, відновлюються молекули води. На аноді окислюються хлорид-іони і виділяється хлор:

Перепишемо рівняння у молекулярному вигляді:

2КС1 + 2Н20 = Н2 + С12 + 2КОН

2NaCl + 2Н2О = Н2 + С12 + 2NaOH

Позначимо кількість речовини хлориду калію, що міститься в суміші, х моль, а кількість речовини хлориду натрію у моль. За рівнянням реакції при електролізі 2 моль хлориду натрію або калію виділяється 1 моль водню. Тому при електролізі х моль хлориду калію утворюється х/2 або 0,5 моль водню, а при електролізі у моль хлориду натрію 0,5 моль водню. Знайдемо кількість речовини водню, що виділився при електролізі суміші:

Складемо рівняння: 0,5 х + 0,5 у = 1,5

Обчислимо молярні маси хлоридів калію та натрію:

М(КС1) = 39+35,5 = 74,5 г/моль

M(NaCl) = 23+35,5 = 58,5 г/моль

Маса х моль хлориду калію дорівнює:

m(KCl) = v(KCl)-M(KCl) = хмоль-74,5 г/моль = 74,5х г.

Маса у моль хлориду натрію дорівнює:

m(KCl) = v(KCl)-M(KCl) = у моль-74,5 г/моль = 58,5у р.

Маса суміші дорівнює 188,3 г, складемо друге рівняння:

74,5 х + 58,5 у = 188,3

Отже, вирішуємо систему із двох рівнянь із двома невідомими:

0,5 (х + у) = 1,5

74,5 х + 58,5 у = 188,3 г

З першого рівняння виразимо х:

х + у = 1,5/0,5 = 3,

х = 3-у

Підставимо це значення х у друге рівняння, отримаємо:

74,5-(3-у) + 58,5у = 188,3

223,5-74,5у + 58,5у = 188,3

-16у = -35,2

у = 2,2 100% / 188,3 г = 31,65%

Обчислимо масову часткухлориду натрію:

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

Відповідь:в суміші міститься 31,65% хлориду калію та 68,35% хлориду натрію.

Вирішення хімічних завдань
на закон Фарадея в курсі
середньої школи

Авторська розробка

Серед безлічі різноманітних хімічних завдань, як свідчить практика викладання у шкільництві, найбільші труднощі викликають завдання, на вирішення яких крім міцних хімічних знань потрібно непогано володіти матеріалом курсу фізики. І хоча далеко не в кожній середній школі приділяється увага вирішенню хоча б найпростіших завдань з використанням знань двох курсів – хімії та фізики, завдання такого типу іноді зустрічаються на вступних іспитах у вузах, де хімія є дисципліною, що профільує. А тому, не розібравши завдання такого типу на уроках, вчитель може ненавмисно позбавити свого учня шансу на вступ до вузу на хімічну спеціальність.
Ця авторська розробка містить понад двадцять завдань, які так чи інакше пов'язані з темою «Електроліз». Для вирішення завдань даного типу необхідно не лише добре знати тему «Електроліз» шкільного курсухімії, а й знати закон Фарадея, який вивчається у шкільному курсі фізики.
Можливо, ця добірка завдань не буде цікава всім учням у класі або всім доступна. Проте завдання цього типу рекомендується розібрати із групою зацікавлених учнів на гуртковому чи факультативному занятии. Можна з упевненістю відзначити, що завдання такого типу ускладнені і принаймні не є типовими для шкільного курсу хімії (йдеться про середню загальноосвітній школі), тому завдання даного типу можна сміливо включати у варіанти шкільної чи районної хімічної олімпіади для 10-х чи 11-х класів.
Наявність докладного рішення для кожного завдання робить розробку цінною підмогою, особливо для учителів-початківців. Розібравши кілька завдань з учнями на факультативному занятті чи занятті гуртка, творчо працюючий вчитель неодмінно задасть кілька однотипних завдань додому і скористається даної розробкою у процесі перевірки домашніх завдань, що дозволить суттєво заощадити безцінний вчительський час.

Теоретичні відомості з проблеми

Хімічні реакції, що протікають під дією електричного струму на електродах, поміщених у розчин або розплав електроліту, називають електролізом. Розглянемо приклад.

У склянці при температурі близько 700 °З знаходиться розплав хлориду натрію NaCl, в нього занурені електроди. До пропускання через розплав електричного струму іони Na ​​+ і Cl - рухаються хаотично, проте при накладенні електричного струму рух цих частинок стає впорядкованим: іони Na ​​+ спрямовуються до негативно зарядженого електрода, а іони Cl - до позитивно зарядженого електрода.

Іон- Заряджений атом або група атомів, що володіє зарядом.

Катіон- Позитивно заряджений іон.

Аніон- Негативно заряджений іон.

Катод– негативно заряджений електрод (до нього рухаються позитивно заряджені іони – катіони).

Анод- Позитивно заряджений електрод (до нього рухаються негативно заряджені іони - аніони).

Електроліз розплаву хлориду натрію на платинових електродах

Сумарна реакція:

Електроліз водного розчину хлориду натрію на вугільних електродах

Сумарна реакція:

або в молекулярній формі:

Електроліз водного розчину хлориду міді(II) на вугільних електродах

Сумарна реакція:

У електрохімічному рядуактивності металів мідь розташована правіше водню, тому мідь і відновлюватиметься на катоді, але в аноді окислюватиметься хлор.

Електроліз водного розчину сульфату натрію на платинових електродах

Сумарна реакція:

Аналогічно відбувається електроліз водного розчину нітрату калію (платинові електроди).

Електроліз водного розчину сульфату цинку на графітових електродах

Сумарна реакція:

Електроліз водного розчину нітрату заліза(III) на платинових електродах

Сумарна реакція:

Електроліз водного розчину нітрату срібла на платинових електродах

Сумарна реакція:

Електроліз водного розчину сульфату алюмінію на платинових електродах

Сумарна реакція:

Електроліз водного розчину сульфату міді на мідних електродах – електрохімічне рафінування

Концентрація CuSO 4 у розчині залишається постійною, процес зводиться до перенесення матеріалу анода на катод. У цьому полягає сутність процесу електрохімічного рафінування (отримання чистого металу).

При складанні схем електролізу тієї чи іншої солі слід пам'ятати, що:

- катіони металів, що мають більший стандартний електродний потенціал (СЕП), ніж у водню (від міді до золота включно), при електролізі практично повністю відновлюються на катоді;

- катіони металів з невеликими значеннями СЕП (від літію до алюмінію включно) не відновлюються на катоді, а замість них відновлюються молекули води до водню;

- катіони металів, у яких значення СЕП менше, ніж у водню, але більше, ніж у алюмінію (від алюмінію до водню), при електролізі на катоді відновлюються одночасно з водою;

– якщо водний розчин містить суміш катіонів різних металів, наприклад Ag + , Cu 2+ , Fe 2+ , то в цій суміші першим відновиться срібло, потім мідь та останнім – залізо;

– на нерозчинному аноді в процесі електролізу відбувається окислення аніонів або молекул води, причому аніони S 2– , I – , Br – , Cl – легко окислюються;

- якщо в розчині знаходяться аніони кисневмісних кислот , , , , то на аноді окислюються молекули води до кисню;

- якщо анод розчинний, то при електролізі він сам піддається окисленню, тобто посилає електрони у зовнішній ланцюг: при віддачі електронів зміщується рівновага між електродом та розчином і анод розчиняється.

Якщо з усього ряду електродних процесів виділити лише ті, що відповідають загальному рівнянню

М z+ + ze= M,

то отримаємо ряд напруг металів. У цей ряд завжди поміщають водень, що дозволяє бачити, які метали здатні витісняти водень з водних розчинів кислот, а які ні (табл.).

Таблиця

Ряд напруг металів

Рівняння електродного процесу	Стандартний електродний потенціал при 25 °С, В	Рівняння електродного процесу	Стандартний електродний потенціал при 25 °С,
Li + + 1 e= Li 0	–3,045	Co 2+ + 2 e= Co 0	–0,277
Rb + + 1 e= Rb 0	–2,925	Ni 2+ + 2 e= Ni 0	–0,250
K + + 1 e= K 0	–2,925	Sn 2+ + 2 e= Sn 0	–0,136
Cs + + 1 e= Cs 0	–2,923	Pb 2+ + 2 e= Pb 0	–0,126
Ca 2+ + 2 e= Ca 0	–2,866	Fe 3+ + 3 e= Fe 0	–0,036
Na + + 1 e= Na 0	–2,714	2H + + 2 e= H 2	0
Mg 2+ + 2 e= Mg 0	–2,363	Bi 3+ + 3 e= Bi 0	0,215
Al 3+ + 3 e= Al 0	–1,662	Cu 2+ + 2 e= Cu 0	0,337
Ti 2+ + 2 e= Ti 0	–1,628	Cu + +1 e= Cu 0	0,521
Mn 2+ + 2 e= Mn 0	–1,180	Hg 2 2+ + 2 e= 2Hg 0	0,788
Cr 2+ + 2 e= Cr 0	–0,913	Ag + + 1 e= Ag 0	0,799
Zn 2+ + 2 e= Zn 0	–0,763	Hg 2+ + 2 e= Hg 0	0,854
Cr 3+ + 3 e= Cr 0	–0,744	Pt 2+ + 2 e= Pt 0	1,2
Fe 2+ + 2 e= Fe 0	–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

У більш простому вигляді ряд напруг металів можна так:

Для вирішення більшості завдань на електроліз потрібне знання закону Фарадея, формульний вираз якого наведено нижче:

m = M I t/(z F),

де m– маса речовини, що виділилася на електроді, F– число Фарадея, що дорівнює 96485 А с/моль, або 26,8 А ч/моль, М- молярна маса елемента, що відновлюється в процесі електролізу, t- Час проведення процесу електролізу (у секундах), I- Сила струму (в амперах), z- Число електронів, що беруть участь у процесі.

Умови завдань

1. Яка маса нікелю виділиться в процесі електролізу розчину нітрату нікелю протягом 1 години при силі струму 20 А?

2. За якої сили струму необхідно проводити процес електролізу розчину нітрату срібла, щоб протягом 10 год отримати 0,005 кг чистого металу?

3. Яка маса міді виділиться при електролізі розплаву хлориду міді(II) протягом 2 годин при силі струму 50 А?

4. Протягом якого часу потрібно проводити процес електролізу водного розчину сульфату цинку при силі струму 120 А, щоб отримати 3,5 г цинку?

5. Яка маса заліза виділиться у процесі електролізу розчину сульфату заліза(III) при силі струму 200 А протягом 2 год?

6. За якої сили струму необхідно проводити процес електролізу розчину нітрату міді(II), щоб протягом 15 год отримати 200 г чистого металу?

7. Протягом якого часу необхідно проводити процес електролізу розплаву хлориду заліза(II) при силі струму 30 А, щоб отримати 20 г чистого заліза?

8. При якій силі струму необхідно проводити процес електролізу розчину нітрату ртуті(II), щоб протягом 1,5 години отримати 0,5 кг чистого металу?

9. При якій силі струму необхідно проводити процес електролізу розплаву натрію хлориду, щоб протягом 1,5 год отримати 100 г чистого металу?

10. Розплав хлориду калію піддали електролізу протягом 2 год при силі струму 5 А. Отриманий метал прореагував з водою масою 2 кг. Який концентрації розчин лугу вийшов у своїй?

11. Скільки грамів 30%-го розчину соляної кислоти потрібно для повної взаємодії із залізом, отриманим при електролізі розчину сульфату заліза(III) протягом 0,5 год при силі струму
10 А?

12. У процесі електролізу розплаву хлориду алюмінію, що проводиться протягом 245 хв при силі струму 15 А, отримали чистий алюміній. Скільки грамів заліза можна отримати алюмінотермічним методом при взаємодії даної маси алюмінію з оксидом заліза(III)?

13. Скільки мілілітрів 12%-го розчину КОН щільністю 1,111 г/мл потрібно для взаємодії з алюмінієм (з утворенням тетрагідроксіалюмінату калію), отриманим електролізом розчину сульфату алюмінію протягом 300 хв при силі струму 25 А?

14. Скільки мілілітрів 20% розчину сірчаної кислоти щільністю 1,139 г/мл потрібно для взаємодії з цинком, отриманим електролізом розчину сульфату цинку протягом 100 хв при силі струму 55 А?

15. Який обсяг оксиду азоту(IV) (н.у.) вийде при взаємодії надлишку гарячої концентрованої азотної кислоти з хромом, отриманим електролізом розчину сульфату хрому(III) протягом 100 хв за сили струму 75 А?

16. Який обсяг оксиду азоту(II) (н.у.) вийде при взаємодії надлишку розчину азотної кислоти з міддю, одержаної електролізом розплаву хлориду міді(II) протягом 50 хв за сили струму 10,5 А?

17. Протягом якого часу необхідно проводити електроліз розплаву хлориду заліза(II) при силі струму 30 А, щоб отримати залізо, необхідне для повної взаємодії зі 100 г 30% розчину соляної кислоти?

18. Протягом якого часу необхідно проводити електроліз розчину нітрату нікелю при силі струму 15 А щоб отримати нікель, необхідний для повної взаємодії з 200 г 35%-го розчину сірчаної кислоти при нагріванні?

19. Розплав хлориду натрію піддали електролізу при силі струму 20 А протягом 30 хв, а розплав хлориду калію піддали електролізу протягом 80 хв при силі струму 18 А. Обидва метали розчинили в 1 кг води. Знайдіть концентрацію лугів у отриманому розчині.

20. Магній, отриманий електролізом розплаву магнію хлориду протягом 200 хв при силі струму
10 А розчинили в 1,5 л 25%-го розчину сірчаної кислоти щільністю 1,178 г/мл. Знайдіть концентрацію сульфату магнію отриманому розчині.

21. Цинк, отриманий електролізом розчину сульфату цинку протягом 100 хв при силі струму

17 А розчинили в 1 л 10%-го розчину сірчаної кислоти щільністю 1,066 г/мл. Знайдіть концентрацію сульфату цинку в отриманому розчині.

22. Залізо, отримане електролізом розплаву хлориду заліза(III) протягом 70 хв при силі струму 11 А, перетворили на порошок і занурили в 300 г 18% розчину сульфату міді(II). Знайдіть масу міді, що випала в осад.

23. Магній, отриманий електролізом розплаву магнію хлориду протягом 90 хв при силі струму
17 А, занурили в розчин соляної кислоти, взятий у надлишку. Знайдіть обсяг і кількість водню, що виділився (н.у.).

24. Розчин сульфату алюмінію піддали електролізу протягом 1 год при силі струму 20 А. Скільки грамів 15% розчину соляної кислоти потрібно для повної взаємодії з отриманим алюмінієм?

25. Скільки літрів кисню та повітря (н.у.) буде потрібно для повного спалювання магнію, отриманого електролізом розплаву хлориду магнію протягом 35 хв при силі струму 22 А?

Відповіді та рішення див. у наступних номерах

Яка протікає під впливом електричного струму на електродах, занурених у розчин чи розплав електроліту.

Існує два типи електродів.

Анод окислення.

Катод- це електрод, на якому відбувається відновлення. До анода прагнуть аніони, оскільки він має позитивний заряд. До катода прагнуть катіони, тому що він заряджений негативно і, згідно із законами фізики, різноманітні заряди притягуються. У будь-якому електрохімічному процесі присутні обидва електроди. Прилад, у якому здійснюється електроліз, називається електролізер. Рис. 1.

Кількісні характеристики електролізу виражаються двома законами Фарадея:

1) Маса речовини, що виділяється на електроді, прямо пропорційна кількості електрики, що пройшла через електроліт.

2) При електролізі різних хімічних сполук однакові кількості електрики виділяють на електродах маси речовин, пропорційні їх електрохімічним еквівалентам.

Ці два закони можна поєднати в одному рівнянні:

де m- Маса речовини, що виділяється, г;

n- Кількість електронів, що переносяться в електродному процесі;

F- Число Фарадея ( F=96485 Кл/моль)

I- Сила струму, А;

t- Час, с;

M– молярна маса речовини, що виділяється, г/моль.

При електролізі водних розчинівЕлектродні процеси ускладнюються за рахунок конкуренції іонів (в електролізі можуть брати участь і молекули води). Відновлення на катоді обумовлено становищем металу серед стандартних електродних потенціалів.

Катіони металів, у яких стандартний електродний потенціал більший, ніж у водню (від Cu2+ до Au3+), при електролізі практично повністю відновлюється на катоді. Me n+ + nē →Me Катіони металів з малою величиною стандартного електродного потенціалу (Li2+ до Al3+ включно) не відновлюються на катоді, а замість них відновлюються молекули води. 2H2O + 2ē → H2 + 2OH- Катіони металів, що мають стандартний електродний потенціал менше, ніж у водню, але більше ніж у алюмінію (від Mn2+ до Н), при електролізі на катоді відновлюється одночасно з молекулами води. Me n+ + nē →Me 2H2O + 2ē → H2 + 2OH- За наявності у розчині кількох катіонів, на катоді в першу чергу відновлюються катіони найменш активного металу.

Приклад сульфат натрію(Na2SO4)

Na2SO4↔ 2Na++ SO42-

катод: 2H2O + 2e → H2 + 2OH-

анод: 2H2O - 4e → O2 + 4H+

4OH-- 4H+→ 4H2O

Електролізом розплавівотримують багато реакційно-здатних металів. При дисоціації розплаву сульфату натрію утворюються іони натрію та сульфат-іони.

Na2SO4 → 2Na+ + SО42−

– на катоді виділяється натрій:

Na+ + 1 e− → Na

– на аноді виділяється кисень та оксид сірки (VI):

2SО42− − 4 e− → 2SО3 +О2

– сумарне іонне рівняння реакції (рівняння катодного процесу помножили на 4)

4 Na+ + 2SО42− → 4 Na 0 + 2SО3 +О2

- Сумарна реакція:

4 Na2SO44 Na 0 + 2SО3 +О2

Електроліз розплавів солей

Для отримання високоактивних металів (натрію, алюмінію, магнію, кальцію та ін.), що легко вступають у взаємодію з водою, застосовують електроліз розплаву солей або оксидів:

1. Електроліз розплаву хлориду міді (ІІ).

Електродні процеси можуть бути виражені напівреакціями:

на катоді K(-): Сu 2+ + 2e = Cu 0 - катодне відновлення

на аноді A(+): 2Cl - - 2e = Cl 2 - анодне окиснення

Загальна реакція електрохімічного розкладання речовини є сумою двох електродних напівреакцій, і для хлориду міді вона виразиться рівнянням:

Cu 2+ + 2 Cl - = Cu + Cl 2

При електролізі лугів та солей оксокислот на аноді виділяється кисень:

4OH - - 4e = 2H 2 O + O 2

2SO 4 2– - 4e = 2SO 3 + O 2

2. Електроліз розплаву хлориду калію:

Електроліз розчинів

Сукупність окислювально-відновних реакцій, які протікають на електродах у розчинах або розплавах електролітів при пропущенні через них електричного струму називають електролізом.

На катоді "-" джерела струму відбувається процес передачі електронів катіонів з розчину або розплаву, тому катод є "відновником".

На аноді + відбувається віддача електронів аніонами, тому анод є окислювачем.

При електролізі як у аноді, і на катоді можуть відбуватися конкуруючі процеси.

При проведенні електролізу з використанням інертного (невитратного) анода (наприклад, графіту або платини), як правило, конкуруючими є два окислювальні та два відновлювальні процеси:
на аноді - окислення аніонів та гідроксид-іонів,
на катоді - відновлення катіонів та іонів водню.

При проведенні електролізу з використанням активного (витратного) анода процес ускладнюється і конкуруючими реакціями на електродах є:
на аноді – окислення аніонів та гідроксид-іонів, анодне розчинення металу – матеріалу анода;
на катоді - відновлення катіону солі та іонів водню, відновлення катіонів металу, отриманих при розчиненні анода.

При виборі найбільш ймовірного процесу на аноді та катоді слід виходити з положення, що протікатиме реакція, для якої потрібно найменша витрата енергії. Крім того, для вибору найбільш ймовірного процесу на аноді та катоді при електролізі розчинів солей з інертним електродом використовують такі правила:

1. На аноді можуть утворюватися такі продукти:

а) при електролізі розчинів, що містять у своєму складі аніони SO 4 2- , NО - 3 , РО 4 3- , а також розчинів лугів на аноді окислюється вода та виділяється кисень;

А + 2H 2 O - 4e - = 4H + + O 2

б) при окисненні аніонів Сl - , Вr - , I - виділяються відповідно хлор, бром, йод;

А + Cl - + e - = Cl 0

2. На катоді можуть утворюватися такі продукти:

а) при електролізі розчинів солей, що містять іони, розташовані в ряді напруг ліворуч від Аl 3+ , на катоді відновлюється вода і виділяється водень;

К - 2H 2 O + 2e - = H 2 + 2OH -

б) якщо іон металу розташований у ряді напруг правіше водню, то на катоді виділяється метал.

К - Me n+ + ne - = Me 0

в) при електролізі розчинів солей, що містять іони, розташовані в ряді напруг між Al + і Н +, на катоді можуть протікати конкуруючі процеси відновлення катіонів, так і виділення водню.

Приклад: Електроліз водного розчину нітрату срібла на інертних електродах

Дисоціація нітрату срібла:

АgNО 3 = Аg + + NO 3 -

При електролізі водного розчину АgNО 3 на катоді відбувається відновлення іонів Аg + а на аноді - окислення молекул води:

Катод: Аg + + е = А g

Анод: 2Н 2 Про - 4е = 4Н + + Про 2

Сумарне рівняння:______________________________________________

4AgNО 3 + 2Н 2 О = 4Ag + 4НNО 3 + О 2

Складіть схеми електролізу водних розчинів: а) сульфату міді; б) хлориду магнію; в) сульфату калію.

У всіх випадках електроліз проводиться з використанням вугільних електродів.

Приклад: Електроліз водного розчину міді хлориду на інертних електродах

Дисоціація хлориду міді:

CuCl 2 ↔ Сu 2+ + 2Cl -

У розчині знаходяться іони Сі 2+ і 2Сl - , які під дією електричного струму прямують до відповідних електродів:

Катод - Cu 2+ + 2e = Cu 0

Анод + 2Cl - - 2e = Cl 2

_______________________________

CuCl 2 = Cu + Cl 2

На катоді виділяється металева мідь, аноді - газоподібний хлор.

Якщо в розглянутому прикладі електролізу розчину CuCl 2 в якості анода взяти мідну пластинку, то на катоді виділяється мідь, а на аноді, де відбуваються окислення, замість розрядки іонів Сl 0 і виділення хлору протікає окислення анода (міді).

У цьому випадку відбувається розчинення анода, і у вигляді іонів Сu 2+ він переходить в розчин.

Електроліз CuCl 2 з розчинним анодом можна записати так:

Електроліз розчинів солей з розчинним анодом зводиться до окислення матеріалу анода (його розчинення) та супроводжується перенесенням металу з анода на катод. Ця властивість широко використовується під час рафінування (очищення) металів від забруднень.

Приклад: Електроліз водного розчину магнію хлориду на інертних електродах

Дисоціація хлориду магнію у водному розчині:

MgCl 2 ↔ Mg 2+ +2Сl -

Іони магнію що неспроможні відновлюватися у водному розчині (йде відновлення води) , хлорид-ионы - окислюються.

Схема електролізу:

Приклад: Електроліз водного розчину сульфату міді на інертних електродах

У розчині сульфат міді дисоціює на іони:

СuSО 4 = Сu 2+ + SO 4 2-

Іони міді можуть відновлюватись на катоді у водному розчині.

Сульфат-іони у водному розчині не окислюються, тому на аноді протікатиме окислення води.

Схема електролізу:

Електроліз водного розчину солі активного металу та кисневмісної кислоти (К 2 SО 4) на інертних електродах

Приклад: Дисоціація сульфату калію у водному розчині:

До 2 SО 4 = 2К + + SO 4 2-

Іони калію і сульфат-іони що неспроможні розряджатися на електродах у водному розчині, отже, на катоді протікатиме відновлення, але в аноді - окислення води.

Схема електролізу:

або, враховуючи, що 4Н + + 4ОН - = 4Н2О (здійснюється при перемішуванні),

H 2 O 2H 2 + O 2

Якщо пропускати електричний струм через водний розчин солі активного металу та кисневмісної кислоти, то ні катіони металу, ні іони кислотного залишку не розряджаються.

На катоді виділяється водень, але в аноді - кисень, і електроліз зводиться до електролітичного розкладання води.

Електроліз розплаву гідроксиду натрію

Електроліз води проводиться завжди у присутності інертного електроліту (для збільшення електропровідності дуже слабкого електроліту – води):

Закон Фарадея

Залежність кількості речовини, що утворилася під дією електричного струму, від часу, сили струму та природи електроліту може бути встановлена ​​на підставі узагальненого закону Фарадея:

де m - маса речовини, що утворилася при електролізі (г);

Е - еквівалентна маса речовини (г/моль);

М – молярна маса речовини (г/моль);

n - кількість електронів, що віддаються або приймаються;

I – сила струму (А); t – тривалість процесу (с);

F - константа Фарадея, що характеризує кількість електрики, необхідне виділення 1 еквівалентної маси речовини (F = 96 500 Кл/моль = 26,8 Ач/моль).

Гідроліз неорганічних сполук

Взаємодія іонів солі з водою, що веде до утворення молекул слабкого електроліту, називають гідролізом солей.

Якщо розглядати сіль як продукт нейтралізації основи кислотою, то можна розділити солі на чотири групи, для кожної з яких гідроліз протікатиме по-своєму.

1. Сіль, утворена сильною основою та сильною кислотою KBr, NaCl, NaNO 3) , гідролізу піддаватися не буде, так як у цьому випадку слабкий електроліт не утворюється. Реакція середовища залишається нейтральною.

2. У солі, утвореної слабкою основою і сильною кислотою FeCl 2 , NH 4 Cl, Al 2 (SO 4) 3 , MgSO 4) гідролізу піддається катіон:

FeCl 2 + HOH → Fe(OH)Cl + HCl

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

В результаті гідролізу утворюється слабкий електроліт, іон H+ та інші іони. рН розчину< 7 (раствор приобретает кислую реакцию).

3. Сіль, утворена сильною основою та слабкою кислотою (КClO, K 2 SiO 3 , Na 2 CO 3 , CH 3 COONa) піддається гідролізу по аніону, внаслідок чого утворюється слабкий електроліт, гідроксид іон та інші іони.

K 2 SiO 3 + НОH → KHSiO 3 + КОН

2K + +SiO 3 2- + Н + + ОH - → НSiO 3 - + 2K + + ВІН -

рН таких розчинів > 7 (розчин набуває лужної реакції).

4. Сіль, утворена слабкою основою та слабкою кислотою (СН 3 СООNН 4 , (NН 4) 2 СО 3 , Al 2 S 3) гідролізується і за катіоном, і по аніону. В результаті утворюється малодисоціююча основа і кислота. рН розчинів таких солей залежить від відносної сили кислоти та основи.

Алгоритм написання рівнянь реакцій гідролізу солі слабкої кислоти та силової основи

Розрізняють кілька варіантів гідролізу солей:

1. Гідроліз солі слабкої кислоти та сильної основи: (CH 3 COONa, KCN, Na 2 CO 3).

Приклад 1 Гідроліз ацетату натрію.

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

CH 3 COO - + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH -

Так як оцтова кислота слабо дисоціює, ацетат-іон зв'язує іон H + і рівновага дисоціації води зміщується вправо згідно принципу Ле Шательє.

У розчині накопичуються іони OH - (pH >7)

Якщо сіль утворена багатоосновною кислотою, то гідроліз йде східчасто.

Наприклад, гідроліз карбонату: Na 2 CO 3

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

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

Na 2 CO 3 + Н 2 О = NaHCO 3 + NaOH

Практичне значення зазвичай має лише процес, що йде по першому ступені, яким, як правило, і обмежуються в оцінці гідролізу солей.

Рівновагу гідролізу по другому ступені значно змішане вліво порівняно з рівновагою першого ступеня, оскільки на першому ступені утворюється слабкіший електроліт (HCO 3 –), ніж на другому (H 2 CO 3 )

Приклад 2 . Гідроліз ортофосфату рубідії.

1. Визначаємо тип гідролізу:

Rb 3 PO 4 ↔ 3Rb + + PO 4 3–

Рубідій – лужний метал, його гідроксид - сильна основа, фосфорна кислота, особливо за третьою стадією дисоціації, що відповідає утворенню фосфатів, - слабка кислота.

Йде гідроліз аніоном.

PO 3-4 + H-OH ↔ HPO 2-4 + OH - .

Продукти - гідрофосфат-і гідроксид-іони, середовище - лужне.

3. Складаємо молекулярне рівняння:

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

Отримали кислу сіль – гідрофосфат рубідії.

Алгоритм написання рівнянь реакцій гідролізу солі сильної кислоти та слабкої основи

2. Гідроліз солі сильної кислоти та слабкої основи: NH 4 NO 3 , AlCl 3 , Fe 2 (SO 4) 3 .

Приклад 1. Гідроліз нітрату амонію.

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

NH 4 + + H 2 O ↔ NH 4 OH + H +

У разі багатозарядного катіону гідроліз протікає східчасто, наприклад:

I ступінь: Cu 2+ + HOH ↔ CuOH + + H +

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

СуСl 2 + Н 2 О = CuOHCl + HCl

При цьому концентрація іонів водню та pH середовища в розчині також визначаються головним чином першим ступенем гідролізу.

Приклад 2. Гідроліз сульфату міді(ІІ)

1. Визначаємо тип гідролізу. На цьому етапі необхідно написати рівняння дисоціації солі:

CuSO 4 ↔ Cu 2+ + SO 2-4.

Сіль утворена катіоном слабкої основи (підкреслюємо) та аніоном сильної кислоти. Йде гідроліз катіоном.

2. Пишемо іонне рівняння гідролізу, визначаємо середовище:

Cu 2+ + H-OH ↔ CuOH + + H + .

Утворюється катіон гідроксомеді(II) та іон водню, середовище – кисле.

3. Складаємо молекулярне рівняння.

Треба враховувати, що складання такого рівняння є певним формальним завданням. З позитивних і негативних частинок, що у розчині, ми становимо нейтральні частки, існуючі лише з папері. У даному випадку ми можемо скласти формулу (CuOH) 2 SO 4 , але для цього наше іонне рівняння маємо подумки помножити на два.

Отримуємо:

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

Звертаємо увагу, що продукт реакції відноситься до групи основних солей. Назви основних солей, як і назви середніх, слід складати з назв аніону та катіону, у цьому випадку сіль назвемо «сульфат гідроксомеді(II)».

Алгоритм написання рівнянь реакцій гідролізу солі слабкої кислоти та слабкої основи

3. Гідроліз солі слабкої кислоти та слабкої основи:

Приклад 1. Гідроліз ацетату амонію.

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

У цьому випадку утворюються дві малодисоційовані сполуки, і pH розчину залежить від відносної сили кислоти та основи.

Якщо продукти гідролізу можуть видалятися з розчину, наприклад, у вигляді осаду або газоподібної речовини, гідроліз протікає до кінця.

Приклад 2. Гідроліз сульфіду алюмінію.

Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(ON) 3 + 3H 2 S

2А l 3+ + 3 S 2- + 6Н 2 О = 2Аl(ON) 3 (осад) + ДТ 2 S (газ)

Приклад 3. Гідроліз ацетату алюмінію

1. Визначаємо тип гідролізу:

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

Сіль утворена катіоном слабкої основи та аніонами слабкої кислоти.

2. Пишемо іонні рівняння гідролізу, визначаємо середовище:

Al 3+ + H–OH ↔ AlOH 2+ + H + ,

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

Враховуючи, що гідроксид алюмінію дуже слабка основа, припустимо, що гідроліз по катіону протікатиме більшою мірою, ніж по аніону. Отже, в розчині буде надлишок іонів водню і середовище буде кисле.

Не варто намагатися складати тут сумарне рівняння реакції. Обидві реакції оборотні, ніяк не пов'язані, і таке підсумовування безглуздо.

3 . Складаємо молекулярне рівняння:

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

Це також формальна вправа для тренування у складанні формул солей та їх номенклатурі. Отриману сіль назвемо ацетат гідроксоалюмінію.

Алгоритм написання рівнянь реакцій гідролізу солі сильної кислоти та сильної основи

4. Солі, утворені сильною кислотою та сильною основою, гідролізу не піддаються, т.к. єдиною малодисоціюючою сполукою є H 2 O.

Сіль сильної кислоти та сильної основи не піддається гідролізу, і розчин нейтральний.