Электролиз расплавов солей
Для получения высокоактивных металлов (натрия, алюминия, магния, кальция и др.), легко вступающих во взаимодействие с водой, применяют электролиз расплава солей или оксидов:
1. Электролиз расплава хлорида меди (II).
Электродные процессы могут быть выражены полуреакциями:
на катоде K(-): Сu 2+ + 2e = Cu 0 - катодное восстановление
на аноде A(+): 2Cl – - 2e = Cl 2 - анодное окисление
Общая реакция электрохимического разложения вещества представляет собой сумму двух электродных полуреакций, и для хлорида меди она выразится уравнением:
Cu 2+ + 2 Cl – = Cu + Cl 2
При электролизе щелочей и солей оксокислот на аноде выделяется кислород:
4OH – - 4e = 2H 2 O + O 2
2SO 4 2– - 4e = 2SO 3 + O 2
2. Электролиз расплава хлорида калия:
Электролиз растворов
Совокупность окислительно-восстановительных реакций, которые протекают на электродах в растворах или расплавах электролитов при пропускании через них электрического тока, называют электролизом.
На катоде «-» источника тока происходит процесс передачи электронов катионам из раствора или расплава, поэтому катод является «восстановителем».
На аноде «+» происходит отдача электронов анионами, поэтому анод является «окислителем».
При электролизе как на аноде, так и на катоде могут происходить конкурирующие процессы.
При проведении электролиза с использованием инертного (нерасходуемого) анода (например, графита или платины), как правило, конкурирующими являются два окислительных и два восстановительных процесса:
на аноде
- окисление анионов и гидроксид-ионов,
на катоде
- восстановление катионов и ионов водорода.
При проведении электролиза с использованием активного (расходуемого) анода процесс усложняется и конкурирующими реакциями на электродах являются:
на аноде
- окисление анионов и гидроксид-ионов, анодное растворение металла - материала анода;
на катоде
- восстановление катиона соли и ионов водорода, восстановление катионов металла, полученных при растворении анода.
При выборе наиболее вероятного процесса на аноде и катоде следует исходить из положения, что будет протекать та реакция, для которой требуется наименьшая затрата энергии. Кроме того, для выбора наиболее вероятного процесса на аноде и катоде при электролизе растворов солей с инертным электродом используют следующие правила:
1. На аноде могут образовываться следующие продукты:
а) при электролизе растворов, содержащих в своем составе анионы SO 4 2- , NО - 3 , РО 4 3- , а также растворов щелочей на аноде окисляется вода и выделяется кислород;
А + 2H 2 O - 4e - = 4H + + O 2
б) при окислении анионов Сl - , Вr - , I - выделяются соответственно хлор, бром, иод;
А + Cl - +e - = Cl 0
2. На катоде могут образовываться следующие продукты:
а) при электролизе растворов солей, содержащих ионы, расположенные в ряду напряжений левее Аl 3+ , на катоде восстанавливается вода и выделяется водород;
К - 2H 2 O + 2e - = H 2 + 2OH -
б) если ион металла расположен в ряду напряжений правее водорода, то на катоде выделяется металл.
К - Me n+ + ne - = Me 0
в) при электролизе растворов солей, содержащих ионы, расположенные в ряду напряжений между Al + и Н + , на катоде могут протекать конкурирующие процессы как восстановления катионов, так и выделения водорода.
Пример: Электролиз водного раствора нитрата серебра на инертных электродах
Диссоциация нитрата серебра:
АgNО 3 = Аg + + NO 3 -
При электролизе водного раствора АgNО 3 на катоде происходит восстановление ионов Аg + , а на аноде - окисление молекул воды:
Катод: Аg + + е = А g
Анод: 2Н 2 О - 4е = 4Н + + О 2
Суммарное уравнение:______________________________________________
4AgNО 3 + 2Н 2 О = 4Ag + 4НNО 3 + О 2
Составьте схемы электролиза водных растворов: а) сульфата меди; б) хлорида магния; в) сульфата калия.
Во всех случаях электролиз проводится с использованием угольных электродов.
Пример: Электролиз водного раствора хлорида меди на инертных электродах
Диссоциация хлорида меди:
CuCl 2 ↔ Сu 2+ + 2Cl -
В растворе находятся ионы Си 2+ и 2Сl - , которые под действием электрического тока направляются к соответствующим электродам:
Катод - Cu 2+ + 2e = Cu 0
Анод + 2Cl - - 2e = Cl 2
_______________________________
CuCl 2 = Cu + Cl 2
На катоде выделяется металлическая медь, на аноде - газообразный хлор.
Если в рассмотренном примере электролиза раствора CuCl 2 в качестве анода взять медную пластинку, то на катоде выделяется медь, а на аноде, где происходят процессы окисления, вместо разрядки ионов Сl 0 и выделения хлора протекает окисление анода (меди).
В этом случае происходит растворение самого анода, и в виде ионов Сu 2+ он переходит в раствор.
Электролиз CuCl 2 с растворимым анодом можно записать так:
Электролиз растворов солей с растворимым анодом сводится к окислению материала анода (его растворению) и сопровождается переносом металла с анода на катод. Это свойство широко используется при рафинировании (очистке) металлов от загрязнений.
Пример: Электролиз водного раствора хлорида магния на инертных электродах
Диссоциация хлорида магния в водном растворе:
MgCl 2 ↔ Mg 2+ +2Сl -
Ионы магния не могут восстанавливаться в водном растворе (идет восстановление воды) , хлорид-ионы - окисляются.
Схема электролиза:
Пример: Электролиз водного раствора сульфата меди на инертных электродах
В растворе сульфат меди диссоциирует на ионы:
СuSО 4 = Сu 2+ + SO 4 2-
Ионы меди могут восстанавливаться на катоде в водном растворе.
Сульфат-ионы в водном растворе не окисляются, поэтому на аноде будет протекать окисление воды.
Схема электролиза:
Электролиз водного раствора соли активного металла и кислородсодержащей кислоты (К 2 SО 4) на инертных электродах
Пример: Диссоциация сульфата калия в водном растворе:
К 2 SО 4 = 2К + + SO 4 2-
Ионы калия и сульфат-ионы не могут разряжаться на электродах в водном растворе, следовательно, на катоде будет протекать восстановление, а на аноде - окисление воды.
Схема электролиза:
или, учитывая, что 4Н + + 4ОН - = 4Н 2 О (осуществляется при перемешивании),
H 2 O 2H 2 + O 2
Если пропускать электрический ток через водный раствор соли активного металла и кислородсодержащей кислоты, то ни катионы металла, ни ионы кислотного остатка не разряжаются.
На катоде выделяется водород, а на аноде - кислород, и электролиз сводится к электролитическому разложению воды.
Электролиз расплава гидроксида натрия
Электролиз воды проводится всегда в присутствии инертного электролита (для увеличения электропроводности очень слабого электролита - воды):
Закон Фарадея
Зависимость количества вещества, образовавшегося под действием электрического тока, от времени, силы тока и природы электролита может быть установлена на основании обобщенного закона Фарадея:
где m - масса образовавшегося при электролизе вещества (г);
Э - эквивалентная масса вещества (г/моль);
М - молярная масса вещества (г/моль);
n - количество отдаваемых или принимаемых электронов;
I - сила тока (А); t - продолжительность процесса (с);
F - константа Фарадея, характеризующая количество электричества, необходимое для выделения 1 эквивалентной массы вещества (F = 96 500 Кл/моль = 26,8 Ач/моль).
Гидролиз неорганических соединений
Взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию молекул слабого электролита, называют гидролизом солей.
Если рассматривать соль как продукт нейтрализации основания кислотой, то можно разделить соли на четыре группы, для каждой из которых гидролиз будет протекать по-своему.
1. Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой KBr, NaCl, NaNO 3) , гидролизу подвергаться не будет, так как в этом случае слабый электролит не образуется. Реакция среды остается нейтральной.
2. В соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой FeCl 2 , NH 4 Cl, Al 2 (SO 4) 3 , MgSO 4) гидролизу подвергается катион:
FeCl 2 + HOH → Fe(OH)Cl + HCl
Fe 2+ + 2Cl - + H + + OH - → FeOH + + 2Cl - + Н +
В результате гидролиза образуется слабый электролит, ион H + и другие ионы. рН раствора < 7 (раствор приобретает кислую реакцию).
3. Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (КClO, K 2 SiO 3 , Na 2 CO 3 , CH 3 COONa) подвергается гидролизу по аниону, в результате чего образуется слабый электролит, гидроксид ион и другие ионы.
K 2 SiO 3 + НОH → KHSiO 3 + KОН
2K + +SiO 3 2- + Н + + ОH - → НSiO 3 - + 2K + + ОН -
рН таких растворов > 7 (раствор приобретает щелочную реакцию).
4. Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой (СН 3 СООNН 4 , (NН 4) 2 СО 3 , Al 2 S 3) гидролизуется и по катиону, и по аниону. В результате образуется малодиссоциирующие основание и кислота. рН растворов таких солей зависит от относительной силы кислоты и основания.
Алгоритм написания уравнений реакций гидролиза соли слабой кислоты и силиного основания
Различают несколько вариантов гидролиза солей:
1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания: (CH 3 COONa, KCN, Na 2 CO 3).
Пример 1. Гидролиз ацетата натрия.
или CH 3 COO – + Na + + H 2 O ↔ CH 3 COOH + Na + + OH –
CH 3 COO – + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH –
Так как уксусная кислота слабо диссоциирует, ацетат-ион связывает ион H + , и равновесие диссоциации воды смещается вправо согласно принципу Ле Шателье.
В растворе накапливаются ионы OH - (pH >7)
Если соль образована многоосновной кислотой, то гидролиз идет ступенчато.
Например, гидролиз карбоната: Na 2 CO 3
I ступень: CO 3 2– + H 2 O ↔ HCO 3 – + OH –
II ступень: HCO 3 – + H 2 O ↔ H 2 CO 3 + OH –
Na 2 CO 3 + Н 2 О = NaHCO 3 + NaOH
Практическое значение обычно имеет только процесс, идущий по первой ступени, которым, как правило, и ограничиваются при оценке гидролиза солей.
Равновесие гидролиза по второй ступени значительно смешено влево по сравнению с равновесием первой ступени, поскольку на первой ступени образуется более слабый электролит (HCO 3 –), чем на второй (H 2 CO 3)
Пример 2 . Гидролиз ортофосфата рубидия.
1. Определяем тип гидролиза:
Rb 3 PO 4 ↔ 3Rb + + PO 4 3–
Рубидий – щелочной металл, его гидроксид - сильное основание, фосфорная кислота, особенно по своей третьей стадии диссоциации, отвечающей образованию фосфатов, - слабая кислота.
Идет гидролиз по аниону.
PO 3- 4 + H–OH ↔ HPO 2- 4 + OH – .
Продукты - гидрофосфат- и гидроксид-ионы, среда – щелочная.
3. Составляем молекулярное уравнение:
Rb 3 PO 4 + H 2 O ↔ Rb 2 HPO 4 + RbOH.
Получили кислую соль – гидрофосфат рубидия.
Алгоритм написания уравнений реакций гидролиза соли сильной кислоты и слабого основания
2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания: NH 4 NO 3 , AlCl 3 , Fe 2 (SO 4) 3 .
Пример 1. Гидролиз нитрата аммония.
NH 4 + + NO 3 – + H 2 O ↔ NH 4 OH + NO 3 – + H +
NH 4 + + H 2 O ↔ NH 4 OH + H +
В случае многозарядного катиона гидролиз протекает ступенчато, например:
I ступень: Cu 2+ + HOH ↔ CuOH + + H +
II ступень: CuOH + + HOH ↔ Cu(OH) 2 + H +
СuСl 2 + Н 2 О = CuOHCl + HCl
При этом концентрация ионов водорода и pH среды в растворе также определяются главным образом первой ступенью гидролиза.
Пример 2. Гидролиз сульфата меди(II)
1. Определяем тип гидролиза. На этом этапе необходимо написать уравнение диссоциации соли:
CuSO 4 ↔ Cu 2+ + SO 2- 4 .
Соль образована катионом слабого основания (подчеркиваем) и анионом сильной кислоты. Идет гидролиз по катиону.
2. Пишем ионное уравнение гидролиза, определяем среду:
Cu 2+ + H-OH ↔ CuOH + + H + .
Образуется катион гидроксомеди(II) и ион водорода, среда – кислая.
3. Составляем молекулярное уравнение.
Надо учитывать, что составление такого уравнения есть некоторая формальная задача. Из положительных и отрицательных частиц, находящихся в растворе, мы составляем нейтральные частицы, существующие только на бумаге. В данном случае мы можем составить формулу (CuOH) 2 SO 4 , но для этого наше ионное уравнение мы должны мысленно умножить на два.
Получаем:
2CuSO 4 + 2H 2 O ↔ (CuOH) 2 SO 4 + H 2 SO 4 .
Обращаем внимание, что продукт реакции относится к группе основных солей. Названия основных солей, как и названия средних, следует составлять из названий аниона и катиона, в данном случае соль назовем «сульфат гидроксомеди(II)».
Алгоритм написания уравнений реакций гидролиза соли слабой кислоты и слабого основания
3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания:
Пример 1. Гидролиз ацетата аммония.
CH 3 COO – + NH 4 + + H 2 O ↔ CH 3 COOH + NH 4 OH
В этом случае образуются два малодиссоциированных соединения, и pH раствора зависит от относительной силы кислоты и основания.
Если продукты гидролиза могут удаляться из раствора, например, в виде осадка или газообразного вещества, то гидролиз протекает до конца.
Пример 2. Гидролиз сульфида алюминия.
Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OН) 3 + 3H 2 S
2А l 3+ + 3 S 2- + 6Н 2 О = 2Аl(OН) 3 (осадок) + ЗН 2 S (газ)
Пример 3. Гидролиз ацетата алюминия
1. Определяем тип гидролиза:
Al(CH 3 COO) 3 = Al 3+ + 3CH 3 COO – .
Соль образована катионом слабого основания и анионами слабой кислоты.
2. Пишем ионные уравнения гидролиза, определяем среду:
Al 3+ + H–OH ↔ AlOH 2+ + H + ,
CH 3 COO – + H–OH ↔ CH 3 COOH + OH – .
Учитывая, что гидроксид алюминия очень слабое основание, предположим, что гидролиз по катиону будет протекать в большей степени, чем по аниону. Следовательно, в растворе будет избыток ионов водорода, и среда будет кислая.
Не стоит пытаться составлять здесь суммарное уравнение реакции. Обе реакции обратимы, никак друг с другом не связаны, и такое суммирование бессмысленно.
3 . Составляем молекулярное уравнение:
Al(CH 3 COO) 3 + H 2 O = AlOH(CH 3 COO) 2 + CH 3 COOH.
Это тоже формальное упражнение, для тренировки в составлении формул солей и их номенклатуре. Полученную соль назовем ацетат гидроксоалюминия.
Алгоритм написания уравнений реакций гидролиза соли сильной кислоты и сильного основания
4. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются, т.к. единственным малодиссоциирующим соединением является H 2 O.
Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу, и раствор нейтрален.
Электролиз – это окислительно – восстановительные реакции, протекающие на электродах, если через расплав или раствор электролита пропускают постоянный электрический ток.
Катод – восстановитель, отдаёт электроны катионам.
Анод – окислитель, принимает электроны от анионов.
Ряд активности катионов: |
Na + , Mg 2+ , Al 3+ , Zn 2+ , Ni 2+ , Sn 2+ , Pb 2+ , H + , Cu 2+ , Ag + _____________________________→ Усиление окислительной способности |
Ряд активности анионов: |
I - , Br - , Cl - , OH - , NO 3 - , CO 3 2- , SO 4 2- ←__________________________________ Возрастание восстановительной способности |
Процессы, протекающие на электродах при электролизе расплавов
(не зависят от материала электродов и природы ионов).
1. На аноде разряжаются анионы (A m - ; OH -
A m - - m ē → A °; 4 OH - - 4ē → O 2 + 2 H 2 O (процессы окисления).
2. На катоде разряжаются катионы (Me n + , H + ), превращаясь в нейтральные атомы или молекулы:
Me n + + n ē → Me ° ; 2 H + + 2ē → H 2 0 (процессы восстановления).
Процессы, протекающие на электродах при электролизе растворов
КАТОД (-) Не зависят от материала катода; зависят от положения металла в ряду напряжений |
АНОД (+) Зависят от материала анода и природы анионов. |
|
Анод нерастворимый (инертный), т.е. изготовлен из угля, графита, платины, золота . |
Анод растворимый (активный), т.е. изготовлен из Cu , Ag , Zn , Ni , Fe и др. металлов (кроме Pt , Au ) |
|
1.В первую очередь восстанавливаются катионы металлов, стоящие в ряду напряжений после H 2 : Me n+ +nē → Me° |
1.В первую очередь окисляются анионы бескислородных кислот (кроме F - ): A m- - mē → A° |
Анионы не окисляются. Идёт окисление атомов металла анода: Me° - nē → Me n+ Катионы Me n + переходят в раствор. Масса анода уменьшается. |
2.Катионы металлов средней активности, стоящие между Al и H 2 , восстанавливаются одновременно с водой: Me n+ + nē →Me° 2H 2 O + 2ē → H 2 + 2OH - |
2.Анионы оксокислот (SO 4 2- , CO 3 2- ,..) и F - не окисляются, идёт окисление молекул H 2 O : 2H 2 O - 4ē → O 2 +4H + |
|
3.Катионы активных металлов от Li до Al (включительно) не восстанавливаются, а восстанавливаются молекулы H 2 O : 2 H 2 O + 2ē →H 2 + 2OH - |
3.При электролизе растворов щелочей окисляются ионы OH - : 4OH - - 4ē → O 2 +2H 2 O |
|
4.При электролизе растворов кислот восстанавливаются катионы H + : 2H + + 2ē → H 2 0 |
ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСПЛАВОВ
Задание 1 . Составьте схему электролиза расплава бромида натрия. (Алгоритм 1.)
Последовательность действий |
Выполнение действий |
NaBr → Na + + Br - |
|
K - (катод ): Na + , A + (анод ): Br - |
|
K + : Na + + 1ē → Na 0 (восстановление), A + : 2 Br - - 2ē → Br 2 0 (окисление). |
|
2NaBr = 2Na +Br 2 |
Задание 2 . Составьте схему электролиза расплава гидроксида натрия. (Алгоритм 2.)
Последовательность действий |
Выполнение действий |
NaOH → Na + + OH - |
|
2.Показать перемещение ионов к соответствующим электродам |
K - (катод ): Na + , A + (анод ): OH - . |
3.Составить схемы процессов окисления и восстановления |
K - : Na + + 1ē → Na 0 (восстановление), A + : 4 OH - - 4ē → 2 H 2 O + O 2 (окисление). |
4.Составить уравнение электролиза расплава щёлочи |
4NaOH = 4Na + 2H 2 O + O 2 |
Задание 3. Составьте схему электролиза расплава сульфата натрия. (Алгоритм 3.)
Последовательность действий |
Выполнение действий |
1.Составить уравнение диссоциации соли |
Na 2 SO 4 → 2Na + + SO 4 2- |
2.Показать перемещение ионов к соответствующим электродам |
K - (катод ): Na + A + (анод ): SO 4 2- |
K - : Na + + 1ē → Na 0 , A + : 2SO 4 2- - 4ē → 2SO 3 + O 2 |
|
4.Составить уравнение электролиза расплава соли |
2Na 2 SO 4 = 4Na + 2SO 3 + O 2 |
ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСТВОРОВ
Задание 1. Составить схему электролиза водного раствора хлорида натрия с использованием инертных электродов. (Алгоритм 1.)
Последовательность действий |
Выполнение действий |
1.Составить уравнение диссоциации соли |
NaCl → Na + + Cl - |
Ионы натрия в растворе не восстанавливаются, поэтому идёт восстановление воды. Ионы хлора окисляются. |
|
3.Составить схемы процессов восстановления и окисления |
K - : 2H 2 O + 2ē → H 2 + 2OH - A + : 2Cl - - 2ē → Cl 2 |
2NaCl + 2H 2 O = H 2 + Cl 2 + 2NaOH |
Задание 2. Составить схему электролиза водного раствора сульфата меди (II ) с использованием инертных электродов. (Алгоритм 2.)
Последовательность действий |
Выполнение действий |
1.Составить уравнение диссоциации соли |
CuSO 4 → Cu 2+ + SO 4 2- |
2. Выбрать ионы, которые будут разряжаться на электродах |
На катоде восстанавливаются ионы меди. На аноде в водном растворе сульфат-ионы не окисляются, поэтому окисляется вода. |
3.Составить схемы процессов восстановления и окисления |
K - : Cu 2+ + 2ē → Cu 0 A + : 2H 2 O - 4ē → O 2 +4H + |
4.Составить уравнение электролиза водного раствора соли |
2CuSO 4 +2H 2 O = 2Cu + O 2 + 2H 2 SO 4 |
Задание 3. Составить схему электролиза водного раствора водного раствора гидроксида натрия с использованием инертных электродов. (Алгоритм 3.)
Последовательность действий |
Выполнение действий |
1.Составить уравнение диссоциации щёлочи |
NaOH → Na + + OH - |
2. Выбрать ионы, которые будут разряжаться на электродах |
Ионы натрия не могут восстанавливаться, поэтому на катоде идёт восстановление воды. На аноде окисляются гидроксид-ионы. |
3.Составить схемы процессов восстановления и окисления |
K - : 2 H 2 O + 2ē → H 2 + 2 OH - A + : 4 OH - - 4ē → 2 H 2 O + O 2 |
4.Составить уравнение электролиза водного раствора щёлочи |
2 H 2 O = 2 H 2 + O 2 , т.е. электролиз водного раствора щёлочи сводится к электролизу воды. |
Запомнить. При электролизе кислородсодержащих кислот (H 2 SO 4 и др .) , оснований (NaOH , Ca (OH ) 2 и др.) , солей активных металлов и кислородсодержащих кислот (K 2 SO 4 и др.) на электродах протекает электролиз воды: 2 H 2 O = 2 H 2 + O 2
Задание 4. Составить схему электролиза водного раствора нитрата серебра с использованием анода, изготовленного из серебра, т.е. анод – растворимый. (Алгоритм 4.)
Последовательность действий |
Выполнение действий |
1.Составить уравнение диссоциации соли |
AgNO 3 → Ag + + NO 3 - |
2. Выбрать ионы, которые будут разряжаться на электродах |
На катоде восстанавливаются ионы серебра, серебряный анод растворяется. |
3.Составить схемы процессов восстановления и окисления |
K - : Ag + + 1ē→ Ag 0 ; A + : Ag 0 - 1ē→ Ag + |
4.Составить уравнение электролиза водного раствора соли |
Ag + + Ag 0 = Ag 0 + Ag + электролиз сводится к переносу серебра с анода на катод. |
Министерство образования Российской Федерации
Владимирский государственный университет
Кафедра химии и экологии
Лабораторная работа № 6
Электролиз
Выполнила студентка группы МТС – 104
Сазонова Е.В.
Гришина Е.П.
Владимир 2005
Цель работы.
Краткое теоретическое введение.
Приборы и реактивы.
Ход выполнения работы, наблюдения, уравнения реакций.
Цель работы.
Пронаблюдать электролиз различных растворов, составить соответствующие уравнения реакций.
Краткое теоретическое введение
Электролиз – окислительно-восстановительные процессы, протекающие на электродах при пропускании постоянного электрического тока через раствор или расплав электролита. Электролиз осуществляют с помощью источников постоянного тока в устройствах, называемых электролизерами.
Катод – электрод, соединенный с отрицательным полюсом источника тока. Анод – электрод, подключенный к положительному полюсу. На аноде протекают реакции окисления, на катоде – восстановления.
Процессы электролиза могут проходить с растворимым или нерастворимым анодом. Металл, из которого сделан анод, непосредственно участвует в реакции окисления, т.е. отдает электроны и в виде ионов переходит в раствор или расплав электролита.
Нерастворимые аноды сами не принимают непосредственное участие в окислительном процессе, а являются только переносчиками электронов. В качестве нерастворимых анодов могут быть использованы графит, инертные металлы, такие как платина, иридий и др. на нерастворимых анодах идет реакция окисления какого-либо восстановителя, находящегося в растворе.
При характеристике катодных реакций следует иметь в виду, что последовательность восстановления ионов металлов зависит от положения металла в ряду напряжений и от концентрации их в растворе.. если в растворе одновременно находятся ионы двух или нескольких металлов, то в первую очередь восстанавливаются ионы того металла, который имеет более положительный потенциал. Если потенциалы двух металлов близки, то наблюдается совместное выделение двух металлов, т.е. образуется сплав. В растворах, содержащих ионы щелочных и щелочноземельных металлов, на катоде при электролизе выделяется только водород.
Приборы и реактивы
Выпрямитель тока; амперметр; штатив; зажимы; соединительные провода; графитовые электроды; электролизер. Раствор хлорида натрия 0,1 М, раствор сульфата натрия 0,1 М, раствор сульфата меди (II) 0,1 М, раствор иодида калия 0,1 М; фенолфталеин, лакмус.
Ход выполнения работы
Электролиз раствора хлорида натрия
Закрепить электролизер, которым служит U-образная стеклянная трубка, на штативе. Налить в нее на 2/3 объема раствора хлорида натрия. Вставить в оба отверстия трубки электроды и включить постоянный ток напряжением 4 – 6 В. Электролиз вести 3 – 5 мин.
После этого добавить в раствор к катоду несколько капель фенолфталеина, а в раствор к аноду несколько капель раствора иодида калия. Наблюдать окрашивание раствора у катода и у анода. Какие процессы проходят на катоде и на аноде? Написать уравнения реакций, происходящих на катоде и на аноде. Как изменился характер среды в растворе у катода.
Наблюдение: На катоде, к которому капнули фенолфталеин, раствор приобрел малиновый окрас. На аноде восстановился Cl 2 . После добавления крахмала раствор стал фиолетовым.
Уравнение реакции:
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 катоде на аноде
Электролиз раствора сульфата натрия
В электролизер налить раствор сульфата натрия. В раствор к катоду и аноду прилить несколько капель нейтрального лакмуса. Включить ток и через 3 – 5 мин наблюдать изменение окраски электролита в прикатодном и прианодном пространстве.
Написать уравнения реакций, происходящих на катоде и на аноде. Как изменился характер среды в прикатодном и прианодном пространстве раствора?
Наблюдение: раствор в прикатодном пространстве стал красным, в прианодном – синим.
Уравнение реакции:
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 )
В электролизер налить раствор сульфата меди (II). Пропустить ток в течение 5 – 10 мин до появления заметного слоя розовой меди на катоде. Составить уравнение электродных реакций.
Наблюдение: на катоде выпадает осадок розоватого цвета – медь.
Уравнение реакции:
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
Электролиз раствора сульфата меди (II ) с использованием растворимого анода
Использовать электролизер с раствором и электродами после третьего опыта. Переключить полюса электродов на клеммах источника тока. После этого электрод, который был катодом, теперь будет являться анодом, а электрод, бывший анодом, будет катодом. Таким образом, электрод, покрытый в предыдущем опыте медью, будет выполнять в данном опыте роль растворимого анода. Электролиз проводить до полного растворения меди на аноде.
Что происходит на катоде? Написать уравнения реакций.
Наблюдение: с анода (бывший катод) в раствор переходит медь и ее ионы оседают на катоде (бывший анод).
Уравнение реакции:
CuSO 4 ↔ Cu 2+ + SO 4 -
катод: Cu 2+ + 2e → Cu
анод: Cu 2+ - 2e → Cu
Вывод: В ходе работы я пронаблюдала процесс электролиза и написала соответствующие уравнения реакций.
Решение химических задач
на закон Фарадея в курсе
средней школы
Авторская разработка
Среди великого множества разнообразных
химических задач, как показывает практика
преподавания в школе, наибольшие затруднения
вызывают задачи, для решения которых помимо
прочных химических знаний требуется неплохо
владеть материалом курса физики. И хотя далеко не
в каждой средней школе уделяется внимание
решению хотя бы простейших задач с
использованием знаний двух курсов – химии и
физики, задачи такого типа иногда встречаются на
вступительных экзаменах в вузах, где химия
является профилирующей дисциплиной. А потому, не
разобрав задачи такого типа на уроках, учитель
может неумышленно лишить своего ученика шанса на
поступление в вуз на химическую специальность.
Эта авторская разработка содержит свыше
двадцати задач, так или иначе связанных с темой
«Электролиз». Для решения задач данного типа
необходимо не только хорошо знать тему
«Электролиз» школьного курса химии, но и знать
закон Фарадея, который изучается в школьном
курсе физики.
Возможно, эта подборка задач не будет интересна
абсолютно всем ученикам в классе или всем
доступна. Тем не менее задачи данного типа
рекомендуется разобрать с группой
заинтересованных учащихся на кружковом или
факультативном занятии. Можно с уверенностью
отметить, что задачи такого типа усложненные и по
крайней мере не являются типовыми для школьного
курса химии (речь идет о средней
общеобразовательной школе), а потому задачи
данного типа можно смело включать в варианты
школьной или районной химической олимпиады для
10-х или 11-х классов.
Наличие подробного решения для каждой задачи
делает разработку ценным подспорьем, особенно
для начинающих учителей. Разобрав несколько
задач с учащимися на факультативном занятии или
занятии кружка, творчески работающий учитель
непременно задаст несколько однотипных задач на
дом и воспользуется данной разработкой в
процессе проверки домашних заданий, что позволит
существенно сэкономить бесценное учительское
время.
Теоретические сведения по проблеме
Химические реакции, протекающие под действием электрического тока на электродах, помещенных в раствор или расплав электролита, называют электролизом. Рассмотрим пример.
В стаканчике при температуре около 700 °С находится расплав хлорида натрия NaCl, в него погружены электроды. До пропускания через расплав электрического тока ионы Na + и Cl – движутся хаотически, однако при наложении электрического тока движение этих частиц становится упорядоченным: ионы Na + устремляются к отрицательно заряженному электроду, а ионы Cl – – к положительно заряженному электроду.
Ион – заряженный атом или группа атомов, обладающая зарядом.
Катион – положительно заряженный ион.
Анион – отрицательно заряженный ион.
Катод – отрицательно заряженный электрод (к нему движутся положительно заряженные ионы – катионы).
Анод – положительно заряженный электрод (к нему движутся отрицательно заряженные ионы – анионы).
Электролиз расплава хлорида натрия на платиновых электродах
Суммарная реакция:
Электролиз водного раствора хлорида натрия на угольных электродах
Суммарная реакция:
или в молекулярной форме:
Электролиз водного раствора хлорида меди(II) на угольных электродах
Суммарная реакция:
В электрохимическом ряду активности металлов медь расположена правее водорода, поэтому медь и будет восстанавливаться на катоде, а на аноде будет окисляться хлор.
Электролиз водного раствора сульфата натрия на платиновых электродах
Суммарная реакция:
Аналогично происходит электролиз водного раствора нитрата калия (платиновые электроды).
Электролиз водного раствора сульфата цинка на графитовых электродах
Суммарная реакция:
Электролиз водного раствора нитрата железа(III) на платиновых электродах
Суммарная реакция:
Электролиз водного раствора нитрата серебра на платиновых электродах
Суммарная реакция:
Электролиз водного раствора сульфата алюминия на платиновых электродах
Суммарная реакция:
Электролиз водного раствора сульфата меди на медных электродах – электрохимическое рафинирование
Концентрация CuSO 4 в растворе остается постоянной, процесс сводится к переносу материала анода на катод. В этом и заключается сущность процесса электрохимического рафинирования (получение чистого металла).
При составлении схем электролиза той или иной соли нужно помнить, что:
– катионы металлов, имеющие больший стандартный электродный потенциал (СЭП), чем у водорода (от меди до золота включительно), при электролизе практически полностью восстанавливаются на катоде;
– катионы металлов с небольшими значениями СЭП (от лития до алюминия включительно) не восстанавливаются на катоде, а вместо них восстанавливаются молекулы воды до водорода;
– катионы металлов, у которых значения СЭП меньше, чем у водорода, но больше, чем у алюминия (от алюминия до водорода), при электролизе на катоде восстанавливаются одновременно с водой;
– если водный раствор содержит смесь катионов различных металлов, например Ag + , Cu 2+ , Fe 2+ , то в этой смеси первым восстановится серебро, затем медь и последним – железо;
– на нерастворимом аноде в процессе электролиза происходит окисление анионов или молекул воды, причем анионы S 2– , I – , Br – , Cl – окисляются легко;
– если в растворе находятся анионы кислородсодержащих кислот , , , , то на аноде окисляются молекулы воды до кислорода;
– если анод растворим, то при электролизе он сам подвергается окислению, т. е. посылает электроны во внешнюю цепь: при отдаче электронов смещается равновесие между электродом и раствором и анод растворяется.
Если из всего ряда электродных процессов выделить только те, которые отвечают общему уравнению
М z + + ze = M,
то получим ряд напряжений металлов . В этот ряд всегда помещают также водород, что позволяет видеть, какие металлы способны вытеснять водород из водных растворов кислот, а какие нет (табл.).
Таблица
Ряд напряжений металлов
Уравнение электродного процесса |
Стандартный электродный потенциал при 25 °С, В |
Уравнение электродного процесса |
Стандартный электродный потенциал при 25 °С, В |
---|---|---|---|
Li + + 1e = Li 0 | –3,045 | Co 2+ + 2e = Co 0 | –0,277 |
Rb + + 1e = Rb 0 | –2,925 | Ni 2+ + 2e = Ni 0 | –0,250 |
K + + 1e = K 0 | –2,925 | Sn 2+ + 2e = Sn 0 | –0,136 |
Cs + + 1e = Cs 0 | –2,923 | Pb 2+ + 2e = Pb 0 | –0,126 |
Ca 2+ + 2e = Ca 0 | –2,866 | Fe 3+ + 3e = Fe 0 | –0,036 |
Na + + 1e = Na 0 | –2,714 | 2H + + 2e = H 2 | 0 |
Mg 2+ + 2e = Mg 0 | –2,363 | Bi 3+ + 3e = Bi 0 | 0,215 |
Al 3+ + 3e = Al 0 | –1,662 | Cu 2+ + 2e = Cu 0 | 0,337 |
Ti 2+ + 2e = Ti 0 | –1,628 | Cu + +1e = Cu 0 | 0,521 |
Mn 2+ + 2e = Mn 0 | –1,180 | Hg 2 2+ + 2e = 2Hg 0 | 0,788 |
Cr 2+ + 2e = Cr 0 | –0,913 | Ag + + 1e = Ag 0 | 0,799 |
Zn 2+ + 2e = Zn 0 | –0,763 | Hg 2+ + 2e = Hg 0 | 0,854 |
Cr 3+ + 3e = Cr 0 | –0,744 | Pt 2+ + 2e = Pt 0 | 1,2 |
Fe 2+ + 2e = Fe 0 | –0,440 | Au 3+ + 3e = Au 0 | 1,498 |
Cd 2+ + 2e = Cd 0 | –0,403 | Au + + 1e = Au 0 | 1,691 |
В более простом виде ряд напряжений металлов можно представить так:
Для решения большинства задач на электролиз требуется знание закона Фарадея, формульное выражение которого приведено ниже:
m = M I t /(z F ),
где m – масса выделившегося на электроде вещества, F – число Фарадея, равное 96 485 А с/моль, или 26,8 А ч/моль, М – молярная масса элемента, восстанавливающегося в процессе электролиза, t – время проведения процесса электролиза (в секундах), I – сила тока (в амперах), z – число электронов, участвующих в процессе.
Условия задач
1. Какая масса никеля выделится в процессе электролиза раствора нитрата никеля в течение 1 ч при силе тока 20 А?
2. При какой силе тока необходимо проводить процесс электролиза раствора нитрата серебра, чтобы в течение 10 ч получить 0,005 кг чистого металла?
3. Какая масса меди выделится при электролизе расплава хлорида меди(II) в течение 2 ч при силе тока 50 А?
4. В течение какого времени нужно проводить процесс электролиза водного раствора сульфата цинка при силе тока 120 А, чтобы при этом получить 3,5 г цинка?
5. Какая масса железа выделится в процессе электролиза раствора сульфата железа(III) при силе тока 200 А в течение 2 ч?
6. При какой силе тока необходимо проводить процесс электролиза раствора нитрата меди(II), чтобы в течение 15 ч получить 200 г чистого металла?
7. В течение какого времени необходимо проводить процесс электролиза расплава хлорида железа(II) при силе тока 30 А, чтобы при этом получить 20 г чистого железа?
8. При какой силе тока необходимо проводить процесс электролиза раствора нитрата ртути(II), чтобы в течение 1,5 ч получить 0,5 кг чистого металла?
9. При какой силе тока необходимо проводить процесс электролиза расплава хлорида натрия, чтобы в течение 1,5 ч получить 100 г чистого металла?
10. Расплав хлорида калия подвергли электролизу в течение 2 ч при силе тока 5 А. Полученный металл прореагировал с водой массой 2 кг. Какой концентрации раствор щелочи получился при этом?
11.
Сколько граммов 30%-го раствора
соляной кислоты потребуется для полного
взаимодействия с железом, полученным при
электролизе раствора сульфата железа(III) в
течение 0,5 ч при силе тока
10 А?
12. В процессе электролиза расплава хлорида алюминия, проводимого в течение 245 мин при силе тока 15 А, получили чистый алюминий. Сколько граммов железа можно получить алюминотермическим методом при взаимодействии данной массы алюминия с оксидом железа(III)?
13. Сколько миллилитров 12%-го раствора КОН плотностью 1,111 г/мл потребуется для взаимодействия с алюминием (с образованием тетрагидроксиалюмината калия), полученным электролизом раствора сульфата алюминия в течение 300 мин при силе тока 25 А?
14. Сколько миллилитров 20%-го раствора серной кислоты плотностью 1,139 г/мл потребуется для взаимодействия с цинком, полученным электролизом раствора сульфата цинка в течение 100 мин при силе тока 55 А?
15. Какой объем оксида азота(IV) (н.у.) получится при взаимодействии избытка горячей концентрированной азотной кислоты с хромом, полученным электролизом раствора сульфата хрома(III) в течение 100 мин при силе тока 75 А?
16. Какой объем оксида азота(II) (н.у.) получится при взаимодействии избытка раствора азотной кислоты с медью, полученной электролизом расплава хлорида меди(II) в течение 50 мин при силе тока 10,5 А?
17. В течение какого времени необходимо проводить электролиз расплава хлорида железа(II) при силе тока 30 А, чтобы получить железо, необходимое для полного взаимодействия со 100 г 30%-го раствора соляной кислоты?
18. В течение какого времени необходимо проводить электролиз раствора нитрата никеля при силе тока 15 А, чтобы получить никель, необходимый для полного взаимодействия с 200 г 35%-го раствора серной кислоты при нагревании?
19. Расплав хлорида натрия подвергли электролизу при силе тока 20 А в течение 30 мин, а расплав хлорида калия подвергли электролизу в течение 80 мин при силе тока 18 А. Оба металла растворили в 1 кг воды. Найдите концентрацию щелочей в полученном растворе.
20.
Магний, полученный электролизом
расплава хлорида магния в течение 200 мин при силе
тока
10 А, растворили в 1,5 л 25%-го раствора серной
кислоты плотностью 1,178 г/мл. Найдите концентрацию
сульфата магния в полученном растворе.
21. Цинк, полученный электролизом раствора сульфата цинка в течение 100 мин при силе тока
17 А, растворили в 1 л 10%-го раствора серной кислоты плотностью 1,066 г/мл. Найдите концентрацию сульфата цинка в полученном растворе.
22. Железо, полученное электролизом расплава хлорида железа(III) в течение 70 мин при силе тока 11 А, превратили в порошок и погрузили в 300 г 18%-го раствора сульфата меди(II). Найдите массу меди, выпавшей в осадок.
23.
Магний, полученный электролизом
расплава хлорида магния в течение 90 мин при силе
тока
17 А, погрузили в раствор соляной кислоты, взятый в
избытке. Найдите объем и количество
выделившегося водорода (н.у.).
24. Раствор сульфата алюминия подвергли электролизу в течение 1 ч при силе тока 20 А. Сколько граммов 15%-го раствора соляной кислоты потребуется для полного взаимодействия с полученным алюминием?
25. Сколько литров кислорода и воздуха (н.у.) потребуется для полного сжигания магния, полученного электролизом расплава хлорида магния в течение 35 мин при силе тока 22 А?
Ответы и решения см. в следующих номерах
Которая протекает под действием электрического тока на электродах, погруженных в раствор или расплав электролита.
Существует два типа электродов.
Анод окисление .
Катод – это электрод, на котором происходит восстановление . К аноду стремятся анионы, так как он имеет положительный заряд. К катоду стремятся катионы, потому что он заряжен отрицательно и, согласно законам физики, разноименные заряды притягиваются. В любом электрохимическом процессе присутствуют оба электрода. Прибор, в котором осуществляется электролиз, называется электролизер. Рис. 1.
Количественные характеристики электролиза выражаются двумя законами Фарадея :
1) Масса вещества, выделяющегося на электроде , прямо пропорциональна количеству электричества , прошедшего через электролит .
2) При электролизе различных химических соединений одинаковые количества электричества выделяют на электродах массы веществ, пропорциональные их электрохимическим эквивалентам .
Эти два закона можно объединить в одном уравнении:
где m – масса выделяющегося вещества, г;
n – количество электронов , переносимых в электродном процессе;
F – число Фарадея (F =96485 Кл/моль)
I – сила тока, А;
t – время, с;
M – молярная масса выделяющегося вещества, г/моль.
При электролизе водных растворов электродные процессы осложняются за счет конкуренции ионов (в электролизе могут участвовать и молекулы воды). Восстановление на катоде обусловлено положением металла в ряду стандартных электродных потенциалов.
Катионы металлов, у которых стандартный электродный потенциал больше, чем у водорода (от Cu2+ до Au3+), при электролизе практически полностью восстанавливается на катоде. Me n+ + nē →Me Катионы металлов с малой величиной стандартного электродного потенциала (Li2+ до Al3+ включительно) не восстанавливаются на катоде, а вместо них восстанавливаются молекулы воды. 2H2O + 2ē → H2 + 2OH- Катионы металлов, имеющих стандартный электродный потенциал меньше, чем у водорода, но больше чем у алюминия (от Mn2+ до Н), при электролизе на катоде восстанавливается одновременно с молекулами воды. Me n+ + nē →Me 2H2O + 2ē → H2 + 2OH- При наличии в растворе нескольких катионов, на катоде в первую очередь восстанавливаются катионы наименее активного металла.
Пример сульфат натрия(Na2SO4)
Na2SO4↔ 2Na++ SO42-
катод: 2H2O + 2e → H2 + 2OH-
анод: 2H2O - 4e → O2 + 4H+
4OH-- 4H+→ 4H2O
Электролизом расплавов получают многие реакционно-способные металлы. При диссоциации расплава сульфата натрия образуются ионы натрия и сульфат-ионы.
Na2SO4 → 2Na+ + SО42−
– на катоде выделяется натрий:
Na+ + 1 e− → Na
– на аноде выделяется кислород и оксид серы (VI):
2SО42− − 4 e− → 2SО3 +О2
– суммарное ионное уравнение реакции (уравнение катодного процесса помножили на 4)
4 Na+ + 2SО42− → 4 Na 0 + 2SО3 +О2
– суммарная реакция:
4 Na2SO44 Na 0 + 2SО3 +О2