Рівняння електроліз розчину серністокіслого натрію. Рішення хімічних задач на закон фарадея в курсі середньої школи
Яка протікає під дією електричного струму на електродах, занурених у розчин або розплав електроліту.
Існує два типи електродів.
анод окислення.
катод - це електрод, на якому відбувається відновлення. До анода прагнуть аніони, так як він має позитивний заряд. До катода прагнуть катіони, тому що він заряджений негативно і, згідно із законами фізики, різнойменні заряди притягуються. У будь-якому електрохімічному процесі присутні обидва електроди. Прилад, в якому здійснюється електроліз, називається електролізер. Мал. 1.
Кількісні характеристики електролізу виражаються двома законами Фарадея:
1) Маса речовини, що виділяється на електроді, прямо пропорційна кількості електрики, що пройшов через електроліт.
2) При електролізі різних хімічних сполук однакові кількості електрики виділяють на електродах маси речовин, пропорційні їх електрохімічним еквівалентів.
Ці два закони можна об'єднати в одному рівнянні:
де m - маса виділяється речовини, г;
n - кількість електронів, які переносяться в електродному процесі;
F - число Фарадея ( F\u003d 96485 Кл / моль)
I - сила струму, А;
t - час, с;
M - молярна маса виділяється речовини, г / моль.
при електролізі водних розчинів електродні процеси ускладнюються за рахунок конкуренції іонів (в електролізі можуть брати участь і молекули води). Відновлення на катоді обумовлено положенням металу в ряду стандартних електродних потенціалів.
Катіони металів, у яких електродний потенціал більше, 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- При наявності в розчині декількох 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 розплавів отримують багато реакційно-здатні метали. При дисоціації розплаву сульфату натрію утворюються іони натрію і сульфат-іони.
Na2SO4 → 2Na + + SО42-
- на катоді виділяється натрій:
Na + + 1 e- → Na
- на аноді виділяється кисень і 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.), Легко вступають у взаємодію з водою, застосовують електроліз розплаву солей або оксидів:
1. Електроліз розплаву хлориду міді (II).
Електродні процеси можуть бути виражені полуреакции:
на катоді K (-): Сu 2+ + 2e \u003d Cu 0 - катод відновлення
на аноді A (+): 2Cl - - 2e \u003d Cl 2 - анодна окислення
Загальна реакція електрохімічного розкладання речовини являє собою суму двох електродних напівреакцій, і для хлориду міді вона виразиться рівнянням:
Cu 2+ + 2 Cl - \u003d Cu + Cl 2
При електролізі лугів і солей оксокислот на аноді виділяється кисень:
4OH - - 4e \u003d 2H 2 O + O 2
2SO 4 2 - 4e \u003d 2SO 3 + O 2
2. Електроліз розплаву хлориду калію:
електроліз розчинів
Сукупність окислювально-відновних реакцій, які протікають на електродах в 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 на аноді, так і на катоді можуть відбуватися конкуруючі процеси.
Під час проведення електролізу з використанням інертного (невитратний) анода (наприклад, графіту або платини), як правило, конкуруючими є два окислювальних і два відновлювальних процесу:
на аноді - окислення аніонів та гідроксид-іонів,
на катоді - відновлення катіонів та іонів водню.
Під час проведення електролізу з використанням активного (витрачається) анода процес ускладнюється і конкуруючими реакціями на електродах є:
на аноді - окислення аніонів та гідроксид-іонів, анодне розчинення металу - матеріалу анода;
на катоді - відновлення катіона солі і іонів водню, відновлення катіонів металу, отриманих при розчиненні анода.
При виборі найбільш ймовірного процесу на анод і катод слід виходити з положення, що буде протікати та реакція, для якої потрібно найменша витрата енергії. Крім того, для вибору найбільш ймовірного процесу на анод і катод при електролізі розчинів солей з інертним електродом використовують такі правила:
1. На аноді можуть утворюватися такі продукти:
а) при електролізі розчинів, що містять в своєму складі аніони SO 4 2-, NО - 3, РО 4 3-, а також розчинів лугів на аноді окислюється вода і виділяється кисень;
А + 2H 2 O - 4e - \u003d 4H + + O 2
б) при окисленні аніонів Сl -, Вr -, I - виділяються відповідно хлор, бром, йод;
А + Cl - + e - \u003d Cl 0
2. На катоді можуть утворюватися такі продукти:
а) при електролізі розчинів солей, що містять іони, розташовані в ряді напруг лівіше Аl 3+, на катоді відновлюється вода і виділяється водень;
К - 2H 2 O + 2 e - \u003d H 2 + 2OH -
б) якщо іон металу розташований в ряду напруг правіше водню, то на катоді виділяється метал.
К - Me n + + ne - \u003d Me 0
в) при електролізі розчинів солей, що містять іони, розташовані в ряді напруг між Al + і Н +, на катоді можуть протікати конкуруючі процеси як відновлення катіонів, так і виділення водню.
Приклад: Електроліз водного розчину нітрату срібла на інертних електродах
Дисоціація нітрату срібла:
АgNО 3 \u003d Аg + + NO 3 -
При електролізі водного розчину АgNО 3 на катоді відбувається відновлення іонів Аg +, а на аноді - окислення молекул води:
Катод: Аg + + е \u003d А g
Анод: 2Н 2 О - 4е \u003d 4Н + + О 2
Сумарне рівняння: ______________________________________________
4AgNО 3 + 2Н 2 О \u003d 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 хлориду міді на інертних електродах
Дисоціація хлориду міді:
CuCl 2 ↔ Сu 2+ + 2Cl -
У розчині знаходяться іони Сі 2+ і 2Сl -, які під дією електричного струму направляються до відповідних електродів:
Катод - Cu 2+ + 2e \u003d Cu 0
Анод + 2Cl - - 2e \u003d Cl 2
_______________________________
CuCl 2 \u003d Cu + Cl 2
На катоді виділяється металева мідь, на 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 процеси окислення, замість розрядки іонів Сl 0 і виділення хлору протікає окислення анода (міді).
В цьому випадку відбувається розчинення самого анода, і в вигляді іонів Сu 2+ він переходить в розчин.
Електроліз CuCl 2 з розчинною анодом можна записати так:
Електроліз розчинів солей з розчинною анодом зводиться до окислення матеріалу анода (його розчинення) і супроводжується перенесенням металу з анода на катод. Це властивість широко використовується при рафінуванні (очищенню) металів від забруднень.
Приклад: Електроліз водного розчину хлориду магнію на інертних електродах
Дисоціація хлориду магнію у водному розчині:
MgCl 2 ↔ Mg 2+ + 2Сl -
Іони магнію не можуть відновлюватися в водному розчині (йде відновлення води), хлорид-іони - окислюються.
Схема електролізу:
Приклад: Електроліз водного розчину сульфату міді на інертних електродах
У розчині сульфат міді дисоціює на іони:
СuSО 4 \u003d Сu 2+ + SO 4 2-
Іони міді можуть відновлюватися на катоді у водному розчині.
Сульфат-іони в водному розчині, що не окислюється, тому на аноді буде протікати окислення води.
Схема електролізу:
Електроліз водного розчину солі активного металу і кисневмісної кислоти (К 2 SО 4) на інертних електродах
Приклад: Дисоціація сульфату калію у водному розчині:
До 2 SО 4 \u003d 2К + + SO 4 2-
Іони калію і сульфат-іони не можуть розряджатися на електродах у водному розчині, отже, на катоді буде протікати відновлення, а на аноді - окислення води.
Схема електролізу:
або, враховуючи, що 4Н + + 4ОН - \u003d 4Н 2 О (здійснюється при перемішуванні),
H 2 O 2H 2 + O 2
Якщо пропускати електричний струм через водний розчин солі активного металу і кисневмісної кислоти, то ні катіони металу, ні іони кислотного останку не розряджаються.
На катоді виділяється водень, а на аноді - кисень, і електроліз зводиться до електролітичному розкладанню води.
Електроліз розплаву гідроксиду натрію
Електроліз води проводиться завжди в присутності інертного електроліту (для збільшення електропровідності дуже слабкого електроліту - води):
закон Фарадея
Залежність кількості речовини, що утворився під дією електричного струму, від часу, сили струму і природи електроліту може бути встановлена \u200b\u200bна підставі узагальненого закону Фарадея:
де m - маса що утворився при електролізі речовини (г);
Е - еквівалентна маса речовини (г / моль);
М - молярна маса речовини (г / моль);
n - кількість віддаються або прийнятих електронів;
I - сила струму (А); t - тривалість процесу (с);
F - константа Фарадея, характеризує кількість електрики, необхідне для виділення 1 еквівалентній маси речовини (F \u003d 96 500 Кл / моль \u003d 26,8 Ач / моль).
Гідроліз неорганічних сполук
Взаємодія іонів солі з водою, що приводить до утворення молекул слабкого електроліту, називають гідролізом солей.
Якщо розглядати сіль як продукт нейтралізації підстави кислотою, то можна розділити солі на чотири групи, для кожної з яких гідроліз буде протікати по-своєму.
1. Сіль, утворена сильною основою і сильною кислотою KBr, NaCl, NaNO 3), гідролізу піддаватися не буде, так як в 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 + і інші іони. рН розчину< 7 (раствор приобретает кислую реакцию).
3. Сіль, утворена сильною основою і слабкою кислотою (КClO, K 2 SiO 3, Na 2 CO 3, CH 3 COONa) піддається гідролізу за аніоном, в результаті чого утворюється слабкий електроліт, гідроксид іон і інші іони.
K 2 SiO 3 + НОH → KHSiO 3 + KОН
2K + + SiO 3 2- + Н + + ОH - → НSiO 3 - + 2K + + ОН -
рН таких розчинів\u003e 7 (розчин набуває лужну реакцію).
4. Сіль, утворена слабкою основою і слабкою кислотою (СН 3 СООNН 4, (NН 4) 2 СО 3, Al 2 S 3) гідролізується і по катіону, і по аніону. В результаті утворюється малодиссоциирующие підставу і кислота. рН розчинів таких солей залежить від відносної сили кислоти і підстави.
Алгоритм написання рівнянь реакцій гідролізу солі слабкої кислоти і Силіна підстави
Розрізняють декілька варіантів гідролізу солей:
1. Гідроліз солі слабкої кислоти і 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 пов'язує іон H +, і рівновагу дисоціації води зміщується вправо відповідно до принципу Ле Шательє.
У розчині накопичуються іони OH - (pH\u003e 7)
Якщо сіль утворена багатоосновної кислотою, то гідроліз йде поступово.
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 \u003d NaHCO 3 + NaOH
Практичне значення зазвичай має тільки процес, що йде по першому місці, яким, як правило, і обмежуються при оцінці гідролізу солей.
Рівновага гідролізу по другому щаблі значно смішаним вліво в порівнянні з рівновагою першого ступеня, оскільки на першому місці утворюється більш слабкий електроліт (HCO 3 -), ніж на другий (H 2 CO 3)
Приклад 2. Гідроліз ортофосфата рубідію.
1. Визначаємо тип гідролізу:
Rb 3 PO 4 ↔ 3Rb + + PO 4 3–
Рубідій - лужний метал, його гідроксид - серйозна причина, фосфорна кислота, особливо по своїй третій стадії дисоціації, що відповідає утворенню фосфатів, - слабка кислота.
Йде гідроліз за аніоном.
PO 3 4 + H-OH ↔ HPO 2 4 + OH -.
Продукти - гідрофосфат- і гідроксид-іони, середа - лужна.
3. Складаємо молекулярне рівняння:
Rb 3 PO 4 + H 2 O ↔ Rb 2 HPO 4 + RbOH.
Отримали кислу сіль - гідрофосфат рубідію.
Алгоритм написання рівнянь реакцій гідролізу солі сильної кислоти і слабкої основи
2. Гідроліз солі сильної кислоти і 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 многозарядного катіона гідроліз протікає східчасто, наприклад:
I ступінь: Cu 2+ + HOH ↔ CuOH + + H +
II ступінь: CuOH + + HOH ↔ Cu (OH) 2 + H +
СuСl 2 + Н 2 О \u003d CuOHCl + HCl
При цьому концентрація іонів водню і pH середовища в розчині також визначаються головним чином першою сходинкою гідролізу.
Приклад 2. Гідроліз сульфату міді (II)
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) і аніоном сильної кислоти. Йде гідроліз по катіону.
2. Пишемо іонне рівняння гідролізу, визначаємо середу:
Cu 2+ + H-OH ↔ CuOH + + H +.
Утворюється катіон гідроксомеді (II) і іон водню, середа - кисла.
3. Складаємо молекулярне рівняння.
Треба враховувати, що складання такого рівняння є деяка формальна завдання. З позитивних і негативних частинок, Що знаходяться в розчині, ми складаємо нейтральні частинки, що існують тільки на папері. В даному випадку ми можемо скласти формулу (CuOH) 2 SO 4, але для цього наше іонне рівняння ми повинні 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 аніона і катіона, в даному випадку сіль назвемо «сульфат гідроксомеді (II)».
Алгоритм написання рівнянь реакцій гідролізу солі слабкої кислоти і слабкої основи
3. Гідроліз солі слабкої кислоти і слабкої основи:
Приклад 1. Гідроліз ацетату амонію.
CH 3 COO - + NH 4 + + H 2 O ↔ CH 3 COOH + NH 4 OH
В цьому випадку утворюються два малодисоційованих з'єднання, і pH розчину залежить від відносної сили кислоти і підстави.
Якщо продукти гідролізу можуть вилучатися з розчину, наприклад, у вигляді осаду або газоподібної речовини, то гідроліз протікає до кінця.
Приклад 2. Гідроліз сульфіду алюмінію.
Al 2 S 3 + 6H 2 O \u003d 2Al (OН) 3 + 3H 2 S
2А l 3 + + 3 S 2 + 6Н 2 О \u003d 2Аl (OН) 3 (осад) + ДТ 2 S (газ)
Приклад 3. Гідроліз ацетату алюмінію
1. Визначаємо тип гідролізу:
Al (CH 3 COO) 3 \u003d Al 3+ + 3CH 3 COO – .
Сіль утворена катіоном слабкої основи і аніонами слабкої кислоти.
2. Пишемо іонні рівняння гідролізу, визначаємо середу:
Al 3+ + H-OH ↔ AlOH 2+ + H +,
CH 3 COO - + H-OH ↔ CH 3 COOH + OH -.
З огляду на, що гідроксид алюмінію дуже слабка основа, припустимо, що гідроліз по катіону буде протікати в більшій мірі, ніж за аніоном. Отже, в розчині буде надлишок іонів водню, і середовище буде кисла.
Не варто намагатися складати тут сумарне рівняння реакції. Обидві реакції оборотні, ніяк між собою не пов'язані, і таке підсумовування безглуздо.
3. Складаємо молекулярне рівняння:
Al (CH 3 COO) 3 + H 2 O \u003d AlOH (CH 3 COO) 2 + CH 3 COOH.
Це теж формальне вправу, для тренування в складанні формул солей і їх номенклатурі. Отриману сіль назвемо ацетат гідроксоалюмінія.
Алгоритм написання рівнянь реакцій гідролізу солі сильної кислоти і сильної основи
4. Солі, утворені сильною кислотою і сильною основою, гідролізу не піддавалося, тому що єдиним малодиссоциирующие з'єднанням є H 2 O.
Сіль сильної кислоти і сильного підстави не піддається гідролізу, і розчин нейтральний.
Рішення хімічних задач
на закон Фарадея в курсі
середньої школи
Авторська розробка
Серед безлічі різноманітних хімічних задач, як показує практика викладання в школі, найбільші труднощі викликають завдання, для 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 і фізики, завдання такого типу іноді зустрічаються на вступних іспитах у вузах, де хімія є профілюючою дисципліною. А тому, що не розібравши завдання такого типу на уроках, учитель може ненавмисно позбавити свого учня шансу на вступ до вузу на хімічну спеціальність.
Ця авторська розробка містить понад двадцять завдань, так або інакше пов'язаних з темою «Електроліз». Для вирішення завдань даного типу необхідно не тільки добре знати тему «Електроліз» шкільного курсу хімії, а й знати закон Фарадея, який вивчається в шкільному курсі фізики.
Можливо, ця добірка завдань не буде цікава абсолютно всім учням у класі або всім доступна. Проте завдання даного типу рекомендується розібрати з групою зацікавлених учнів на гурткових або факультативному занятті. Можна з упевненістю відзначити, що завдання такого типу ускладнені і принаймні не є типовими для шкільного курсу хімії (мова йде про середній загальноосвітній школі), а тому завдання даного типу можна сміливо включати в варіанти шкільної або районної хімічної олімпіади для 10-х або 11-х класів.
Наявність докладного рішення для кожного завдання робить розробку цінною підмогою, особливо для початківців вчителів. Розібравши кілька завдань з учнями на факультативному занятті або занятті гуртка, творчо працюючий вчитель неодмінно задасть кілька однотипних завдань на будинок і скористається даною розробкою в процесі перевірки домашніх завдань, що дозволить істотно заощадити безцінне вчительське час.
Теоретичні відомості по проблемі
хімічні реакції, Що протікають під дією електричного струму на електродах, поміщених в розчин або розплав електроліту, називають електролізом. Розглянемо приклад.
У стаканчику при температурі близько 700 ° С знаходиться розплав хлориду натрію NaCl, в нього занурені електроди. До пропускання через розплав електричного струму іони Na \u200b\u200b+ і Cl - рухаються хаотично, проте при накладенні електричного струму рух цих частинок стає впорядкованим: іони Na \u200b\u200b+ спрямовуються до негативно зарядженого електроду, а іони Cl - - до позитивно зарядженого електроду.
іон - заряджений атом або група атомів, що володіє зарядом.
катіон - позитивно заряджений іон.
анион - 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:
В електрохімічному ряді активності металів мідь розташована правіше водню, тому мідь і буде відновлюватися на катоді, а на аноді буде окислюватися 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 в розчині залишається постійною, процес зводиться до перенесення матеріалу анода на катод. В цьому і полягає суть процесу електрохімічного рафінування (отримання чистого металу).
При складанні схем електролізу тієї чи іншої солі потрібно пам'ятати, що:
- катіони металів, що мають більший 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 і останнім - залізо;
- на нерозчинному аноді в процесі електролізу відбувається окислення аніонів або молекул води, причому аніони S 2-, I -, Br -, Cl - окислюються легко;
- 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, т. Е. Посилає електрони в зовнішній ланцюг: при віддачі електронів зміщується рівновага між електродом і розчином і анод розчиняється.
Якщо з усього ряду електродних процесів виділити тільки ті, які відповідають загальним рівнянням
М z+ + ze \u003d M,
то отримаємо ряд напруг металів. У цей ряд завжди поміщають також водень, що дозволяє бачити, які метали здатні витісняти водень із 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, В |
|---|---|---|---|
| Li + + 1 e \u003d Li 0 | –3,045 | Co 2+ + 2 e \u003d Co 0 | –0,277 |
| Rb + + 1 e \u003d Rb 0 | –2,925 | Ni 2+ + 2 e \u003d Ni 0 | –0,250 |
| K + + 1 e \u003d K 0 | –2,925 | Sn 2+ + 2 e \u003d Sn 0 | –0,136 |
| Cs + + 1 e \u003d Cs 0 | –2,923 | Pb 2+ + 2 e \u003d Pb 0 | –0,126 |
| Ca 2+ + 2 e \u003d Ca 0 | –2,866 | Fe 3+ + 3 e \u003d Fe 0 | –0,036 |
| Na + + 1 e \u003d Na 0 | –2,714 | 2H + + 2 e \u003d H 2 | 0 |
| Mg 2+ + 2 e \u003d Mg 0 | –2,363 | Bi 3+ + 3 e \u003d Bi 0 | 0,215 |
| Al 3+ + 3 e \u003d Al 0 | –1,662 | Cu 2+ + 2 e \u003d Cu 0 | 0,337 |
| Ti 2+ + 2 e \u003d Ti 0 | –1,628 | Cu + +1 e \u003d Cu 0 | 0,521 |
| Mn 2+ + 2 e \u003d Mn 0 | –1,180 | Hg 2 2+ + 2 e \u003d 2Hg 0 | 0,788 |
| Cr 2+ + 2 e \u003d Cr 0 | –0,913 | Ag + + 1 e \u003d Ag 0 | 0,799 |
| Zn 2+ + 2 e \u003d Zn 0 | –0,763 | Hg 2+ + 2 e \u003d Hg 0 | 0,854 |
| Cr 3+ + 3 e \u003d Cr 0 | –0,744 | Pt 2+ + 2 e \u003d Pt 0 | 1,2 |
| Fe 2+ + 2 e \u003d Fe 0 | –0,440 | Au 3+ + 3 e \u003d Au 0 | 1,498 |
| Cd 2+ + 2 e \u003d Cd 0 | –0,403 | Au + + 1 e \u003d Au 0 | 1,691 |
В простішому вигляді ряд напруг металів можна змалювати таку картину:
Для вирішення більшості завдань на електроліз потрібне знання закону Фарадея, формульне вираз якого наведено нижче:
m = M I t/(z F),
де m - маса виділився на електроді речовини, F - число Фарадея, рівне 96 485 А с / моль, або 26,8 А ч \u200b\u200b/ моль, М - молярна маса елемента, що відновлюється в процесі електролізу, t - час проведення процесу електролізу (в секундах), I - сила струму (в амперах), z - число електронів, що беруть участь в процесі.
умови завдань
1. Яка маса нікелю виділиться в процесі електролізу розчину нітрату нікелю протягом 1 год при силі струму 20 А?
2. При якій силі 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 год при силі струму 50 А?
4. Протягом якого часу потрібно проводити процес електролізу водного розчину сульфату цинку при силі струму 120 А, щоб при цьому отримати 3,5 г цинку?
5. Яка маса заліза виділиться в процесі електролізу розчину сульфату заліза (III) при силі струму 200 А протягом 2 ч?
6. При якій силі 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 при цьому отримати 20 г чистого заліза?
8. При якій силі струму необхідно проводити процес електролізу розчину нітрату ртуті (II), щоб протягом 1,5 год отримати 0,5 кг чистого металу?
9. При якій силі струму необхідно проводити процес електролізу розплаву хлориду натрію, 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. Якої концентрації розчин лугу вийшов при цьому?
11.
Скільки грамів 30% -го розчину соляної кислоти потрібно для повного взаємодії з залізом, отриманим при електролізі розчину сульфату заліза (III) протягом 0,5 год при силі струму
10 А?
12. У процесі електролізу розплаву хлориду алюмінію, проведеного протягом 245 хв при силі струму 15 А, отримали чистий алюміній. Скільки грамів заліза можна отримати алюмінотермічеським методом при взаємодії даної маси алюмінію з оксидом заліза (III)?
13. Скільки мілілітрів 12% -го розчину КОН густиною 1,111 г / мл потрібно для взаємодії з алюмінієм (з утворенням тетрагідроксіалюміната калію), отриманим електролізом розчину сульфату алюмінію протягом 300 хв при силі струму 25 А?
14. Скільки мілілітрів 20% -го 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 при силі струму 75 А?
16. Який обсяг оксиду азоту (II) (н.у.) вийде при взаємодії надлишку розчину азотної кислоти з міддю, отриманої електролізом розплаву хлориду міді (II) протягом 50 хв при силі 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% -го 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 металу розчинили в 1 кг води. Знайдіть концентрацію лугів в отриманому розчині.
20.
Магній, отриманий електролізом розплаву хлориду магнію 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 в 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 в порошок і повантажили в 300 г 18% -го розчину сульфату міді (II). Знайдіть масу міді, яка випала в осад.
23.
Магній, отриманий електролізом розплаву хлориду магнію протягом 90 хв при силі струму
17 А, повантажили в розчин соляної кислоти, взятий в надлишку. Знайдіть об'єм і кількість виділився водню (н.у.).
24. Розчин сульфату алюмінію піддали електролізу протягом 1 год при силі струму 20 А. Скільки грамів 15% -го розчину соляної кислоти потрібно для повного взаємодії з отриманим алюмінієм?
25. Скільки літрів кисню і повітря (н.у.) знадобиться для повного спалювання магнію, отриманого електролізом розплаву хлориду магнію протягом 35 хв при силі струму 22 А?
Відповіді та рішення див. У наступних номерах
Міністерство освіти Російської Федерації
Володимирський державний університет
Кафедра хімії та екології
Лабораторна робота № 6
електроліз
Виконала студентка групи МТС - 104
Сазонова Є.В.
Гришина Є.П.
Володимир 2005
Мета роботи.
Короткий теоретичне введення.
Прилади і реактиви.
Хід виконання роботи, спостереження, рівняння реакцій.
Мета роботи.
Поспостерігати електроліз різних розчинів, скласти відповідні рівняння реакцій.
Короткий теоретичне введення
електроліз - окислювально-відновні процеси, що протікають на електродах при пропущенні постійного електричного струму через розчин або розплав електроліту. Електроліз здійснюють за допомогою джерел постійного струму в пристроях, які називаються електролізерами.
катод - електрод, з'єднаний з негативним полюсом джерела струму. анод - електрод, підключений до позитивного полюса. На аноді протікають реакції окислення, на катоді - відновлення.
Процеси електролізу можуть проходити з розчинною або нерозчинним анодом. Метал, з якого зроблений анод, безпосередньо бере участь в реакції окислення, тобто віддає електрони і у вигляді іонів переходить в розчин або розплав електроліту.
Нерозчинні аноди самі не беруть безпосередню участь в окислювальному процесі, а є тільки переносниками електронів. Як нерозчинних анодів можуть бути використані графіт, інертні метали, такі як платина, іридій та ін. На нерозчинних анодах йде реакція окислення будь-якого відновлювача, що знаходиться в розчині.
При характеристиці катодних реакцій слід мати на увазі, що послідовність відновлення іонів металів залежить від положення металу в ряді напруг і від концентрації їх в розчині .. якщо в розчині одночасно знаходяться іони двох або декількох металів, то в першу чергу відновлюються іони того металу, який має більш позитивний потенціал. Якщо потенціали двох металів близькі, то спостерігається спільне виділення двох металів, тобто утворюється сплав. У розчинах, що містять іони лужних і лужноземельних металів, на катоді при електролізі виділяється тільки водень.
Прилади і реактиви
Випрямляч струму; амперметр; штатив; затискачі; з'єднувальні дроти; графітові електроди; електролізер. Розчин хлориду натрію 0,1 М, розчин сульфату натрію 0,1 М, розчин сульфату міді (II) 0,1 М, розчин йодиду калію 0,1 М; фенолфталеин, лакмус.
Хід виконання роботи
Електроліз розчину хлориду натрію
Закріпити електролізер, яким служить U-подібна скляна трубка, на штативі. Налити в неї на 2/3 об'єму розчину хлориду натрію. Вставити в обидва отвори трубки електроди і включити постійний струм напругою 4 - 6 В. Електроліз вести 3 - 5 хв.
Після цього додати в розчин до катода кілька крапель фенолфталеїну, а в розчин до анода кілька крапель розчину йодиду калію. Спостерігати фарбування розчину у катода і у анода. Які процеси проходять на катоді і на аноді? Написати рівняння реакцій, що відбуваються на катоді і на аноді. Як змінився характер середовища в розчині у катода.
спостереження: На катоді, до якого капнули фенолфталеин, розчин придбав малиновий окрас. На аноді відновився Cl 2. Після додавання крохмалю розчин став фіолетовим.
Рівняння реакції:
NaCl ↔ Na + + Cl -
анод: 2Cl - - 2e → Cl 2
2H 2 O + Cl - → H 2 + Cl 2 + 2OH -
2 NaCl + 2H 2 O → H 2 + 2NaOH + Cl 2
на катоді на аноді
Електроліз розчину сульфату натрію
У електролізер налити розчин сульфату натрію. У розчин до катода і анода долити кілька крапель нейтрального лакмусу. Увімкни струм і через 3 - 5 хв спостерігати зміну забарвлення електроліту в прікатодном і пріанодном просторі.
Написати рівняння реакцій, що відбуваються на катоді і на аноді. Як змінився характер середовища в прікатодном і пріанодном просторі розчину?
спостереження: розчин в прікатодном просторі став червоним, в пріанодном - синім.
Рівняння реакції:
Na 2 SO 4 ↔ 2Na + + SO 4 2-
катод: 2H 2 O + 2e → H 2 + 2OH -
анод: 2H 2 O - 4e → O 2 + 4H +
4OH - - 4H + → 4H 2 O
2H 2 O → 2H 2 + O 2
II)
У електролізер налити розчин сульфату міді (II). Пропустити струм протягом 5 - 10 хв до появи помітного шару рожевої міді на катоді. Скласти рівняння електродних реакцій.
спостереження: на катоді випадає осад рожевого кольору - мідь.
Рівняння реакції:
CuSO 4 ↔ Cu 2+ + SO 4 -
катод: Cu 2+ + 2e → Cu
анод: 2H 2 O - 4e → O 2 + 4H +
2Cu 2+ + 2H 2 O → 2Cu + O 2 + 4H +
2CuSO 4 + 2H 2 O → 2Cu + O 2 + 2H 2 SO 4
Електроліз розчину сульфату міді (II) З використанням розчинного анода
Використовувати електролізер з розчином і електродами після третього досвіду. Переключити полюса електродів на клемах джерела струму. Після цього електрод, який був катодом, тепер буде анодом, а електрод, колишній анодом, буде катодом. Таким чином, електрод, покритий в попередньому досвіді міддю, виконуватиме в даному досвіді роль розчинної анода. Електроліз проводити до повного розчинення міді на аноді.
Що відбувається на катоді? Написати рівняння реакцій.
спостереження: з анода (колишній катод) в розчин переходить мідь і її іони осідають на катоді (колишній анод).
Рівняння реакції:
CuSO 4 ↔ Cu 2+ + SO 4 -
катод: Cu 2+ + 2e → Cu
анод: Cu 2+ - 2e → Cu
Висновок: В ході роботи я поспостерігав процес електролізу і написала відповідні рівняння реакцій.
Модуль 2. Основні процеси хімії та властивості речовин
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 окіслітельнo- відновлювальні процеси ;. Катод, є відновником, так як він віддає електрони катіонів, а анод - окислювачем, так як ой приймає електрони у аніонів. Реакції, що протікають 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 + + ОН -
на катоді 2Н + + 2е → 2Н ° → Н 2 + 2
на аноді 4ОН - 4е → О 2 + 4Н + 1
K 2 SO 4 + 4Н 2 О 2Н 2 + О 2 + 2К0Н + H 2 SO 4
Мета роботи:ознайомлення з електролізом розчинів солей.
Прилади й устаткування:випрямляч електричного струму, електролізер, вугільні електроди, наждачний папір, стаканчики, промивалка.
Мал. 1. Прилад для проведення
електролізу
1 - електролізер;
2 - електроди;
3-струмопровідні дроту; джерело постійного струму.
Реактиви та розчини:5% розчини хлориду міді СuС1 2, йодиду 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 і нікелева пластинки, розчин фенолфталеїну, азотна кислота (Конц.) HNO 3, 1% розчин крохмалю, нейтральна лакмусовий папір, 10% розчин сірчаної кислоти H 2 SO 4.
Досвід 1. Електроліз хлориду міді з нерозчинними електродами
Електролізер наповніть до половини обсягу 5% розчином хлориду міді. Опустіть в обидва коліна електролізера по графітовому стрижні, закріпіть їх нещільно відрізках і каучукової трубки. Кінці електродів з'єднайте провідниками з джерелами постійного струму. При незначному запаху хлору електролізер негайно вимкніть від джерела струму. Що відбувається на катоді? Складіть рівняння електродних реакцій.
Дослід 2. Електроліз йодиду 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 з джерелом постійного струму.
У якому коліні і чому убрався розчин? У кожне коліно додайте по 1 краплі крохмального клейстеру. Де і чому виділяється йод? Складіть рівняння електродних реакцій. Що утворилося в катодному просторі?
Досвід 3. Електроліз сульфату натрію з нерозчинними електродами
Половину обсягу електролізера наповніть 5% розчином сульфату натрію і додайте в кожну коліно по 2 краплі метілоранжа.ілі лакмусу. Вставте в обидва коліна електроди і з'єднайте їх з джерелом постійного струму. Запишіть ваші спостереження. Чому розчини електроліту у різних електродів забарвилися в різні кольори? Складіть рівняння електродних реакцій. Які гази і чому виділяються на електродах? У чому полягає сутність процесу електролізу водного розчину сульфату натрію