Ηλεκτρόλυση λιωμένων αλάτων

Για τη λήψη πολύ δραστικών μετάλλων (νάτριο, αλουμίνιο, μαγνήσιο, ασβέστιο κ.λπ.), τα οποία αλληλεπιδρούν εύκολα με το νερό, χρησιμοποιείται ηλεκτρόλυση λιωμένων αλάτων ή οξειδίων:

1. Ηλεκτρόλυση τήγματος χλωριούχου χαλκού (II).

Οι διεργασίες ηλεκτροδίων μπορούν να εκφραστούν ως ημι-αντιδράσεις:

στην κάθοδο K(-): Сu 2+ + 2e = Cu 0 - καθοδική αναγωγή

στην άνοδο Α (+): 2Cl - - 2e \u003d Cl 2 - ανοδική οξείδωση

Η συνολική αντίδραση της ηλεκτροχημικής αποσύνθεσης μιας ουσίας είναι το άθροισμα δύο ημι-αντιδράσεων ηλεκτροδίων και για το χλωριούχο χαλκό εκφράζεται με την εξίσωση:

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

Κατά την ηλεκτρόλυση των αλκαλίων και των αλάτων των οξοοξέων, απελευθερώνεται οξυγόνο στην άνοδο:

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

2SO 4 2– - 4e \u003d 2SO 3 + O 2

2. Ηλεκτρόλυση τήγματος χλωριούχου καλίου:

Ηλεκτρόλυση διαλύματος

Ο συνδυασμός αντιδράσεων οξειδοαναγωγής που συμβαίνουν σε ηλεκτρόδια σε διαλύματα ηλεκτρολυτών ή λιώνουν όταν περνάει ηλεκτρικό ρεύμα μέσα από αυτά ονομάζεται ηλεκτρόλυση.

Στην κάθοδο "-" της πηγής ρεύματος, συμβαίνει η διαδικασία μεταφοράς ηλεκτρονίων σε κατιόντα από ένα διάλυμα ή τήγμα, επομένως η κάθοδος είναι ένας "αναγωγικός παράγοντας".

Στην άνοδο «+», τα ηλεκτρόνια εκπέμπονται από ανιόντα, επομένως η άνοδος είναι «οξειδωτικός παράγοντας».

Κατά τη διάρκεια της ηλεκτρόλυσης, ανταγωνιστικές διεργασίες μπορούν να συμβούν τόσο στην άνοδο όσο και στην κάθοδο.

Όταν η ηλεκτρόλυση πραγματοποιείται χρησιμοποιώντας μια αδρανή (μη αναλώσιμη) άνοδο (για παράδειγμα, γραφίτη ή πλατίνα), κατά κανόνα ανταγωνίζονται δύο οξειδωτικές και δύο αναγωγικές διεργασίες:
στην άνοδο - οξείδωση ανιόντων και ιόντων υδροξειδίου,
στην κάθοδο - αναγωγή κατιόντων και ιόντων υδρογόνου.

Όταν η ηλεκτρόλυση πραγματοποιείται χρησιμοποιώντας μια ενεργή (αναλώσιμη) άνοδο, η διαδικασία γίνεται πιο περίπλοκη και οι ανταγωνιστικές αντιδράσεις στα ηλεκτρόδια είναι:
στην άνοδο - οξείδωση ανιόντων και ιόντων υδροξειδίου, ανοδική διάλυση του μετάλλου - το υλικό της ανόδου.
στην κάθοδο - η αναγωγή του κατιόντος του άλατος και των ιόντων υδρογόνου, η αναγωγή των κατιόντων μετάλλων που λαμβάνονται με τη διάλυση της ανόδου.

Όταν επιλέγουμε την πιο πιθανή διεργασία στην άνοδο και την κάθοδο, θα πρέπει να προχωρήσουμε από τη θέση ότι θα προχωρήσει η αντίδραση που απαιτεί τη μικρότερη κατανάλωση ενέργειας. Επιπλέον, για την επιλογή της πιο πιθανής διεργασίας στην άνοδο και την κάθοδο κατά την ηλεκτρόλυση διαλυμάτων αλάτων με αδρανές ηλεκτρόδιο, χρησιμοποιούνται οι ακόλουθοι κανόνες:

1. Τα ακόλουθα προϊόντα μπορεί να σχηματιστούν στην άνοδο:

α) κατά την ηλεκτρόλυση διαλυμάτων που περιέχουν ανιόντα SO 4 2-, NO - 3, PO 4 3-, καθώς και αλκαλικά διαλύματα στην άνοδο, οξειδώνεται νερό και απελευθερώνεται οξυγόνο.

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

β) κατά την οξείδωση των ανιόντων απελευθερώνονται Cl - , Br - , I - χλώριο, βρώμιο, ιώδιο, αντίστοιχα.

A + Cl - + e - \u003d Cl 0

2. Τα ακόλουθα προϊόντα μπορούν να σχηματιστούν στην κάθοδο:

α) κατά την ηλεκτρόλυση διαλυμάτων αλάτων που περιέχουν ιόντα που βρίσκονται σε μια σειρά τάσεων στα αριστερά του Al 3+, το νερό μειώνεται στην κάθοδο και απελευθερώνεται υδρογόνο.

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

β) εάν το μεταλλικό ιόν βρίσκεται στη σειρά τάσης στα δεξιά του υδρογόνου, τότε το μέταλλο απελευθερώνεται στην κάθοδο.

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

γ) κατά τη διάρκεια της ηλεκτρόλυσης διαλυμάτων αλάτων που περιέχουν ιόντα που βρίσκονται σε μια σειρά τάσεων μεταξύ Al + και H +, στην κάθοδο μπορούν να συμβούν ανταγωνιστικές διαδικασίες τόσο της αναγωγής κατιόντων όσο και της έκλυσης υδρογόνου.

Παράδειγμα: Ηλεκτρόλυση υδατικού διαλύματος νιτρικού αργύρου σε αδρανή ηλεκτρόδια

Διάσπαση νιτρικού αργύρου:

AgNO 3 \u003d Ag + + NO 3 -

Κατά την ηλεκτρόλυση ενός υδατικού διαλύματος AgNO 3, τα ιόντα Ag + μειώνονται στην κάθοδο και τα μόρια του νερού οξειδώνονται στην άνοδο:

Κάθοδος: Ag + + e = A g

Άνοδος: 2H 2 O - 4e \u003d 4H + + O 2

Συνοπτική εξίσωση:________________________________________________

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

Κάντε σχέδια για την ηλεκτρόλυση υδατικών διαλυμάτων: α) θειικός χαλκός. β) χλωριούχο μαγνήσιο. γ) θειικό κάλιο.

Σε όλες τις περιπτώσεις, η ηλεκτρόλυση πραγματοποιείται με χρήση ηλεκτροδίων άνθρακα.

Παράδειγμα: Ηλεκτρόλυση υδατικού διαλύματος χλωριούχου χαλκού σε αδρανή ηλεκτρόδια

Διάσπαση χλωριούχου χαλκού:

CuCl 2 ↔ Сu 2+ + 2Cl -

Το διάλυμα περιέχει ιόντα Cu 2+ και 2Cl - τα οποία, υπό τη δράση ηλεκτρικού ρεύματος, κατευθύνονται στα αντίστοιχα ηλεκτρόδια:

Κάθοδος - Cu 2+ + 2e = Cu 0

Άνοδος + 2Cl - - 2e = Cl 2

_______________________________

CuCl 2 \u003d Cu + Cl 2

Στην κάθοδο απελευθερώνεται μεταλλικός χαλκός και στην άνοδο απελευθερώνεται αέριο χλώριο.

Εάν, στο εξεταζόμενο παράδειγμα της ηλεκτρόλυσης ενός διαλύματος CuCl 2, μια πλάκα χαλκού λαμβάνεται ως άνοδος, τότε ο χαλκός απελευθερώνεται στην κάθοδο και στην άνοδο, όπου συμβαίνουν διεργασίες οξείδωσης, αντί να εκκενώσει ιόντα Cl 0 και να απελευθερώσει χλώριο, η άνοδος (χαλκός) οξειδώνεται.

Σε αυτή την περίπτωση, η ίδια η άνοδος διαλύεται και με τη μορφή ιόντων Cu 2+ πηγαίνει σε διάλυμα.

Η ηλεκτρόλυση του CuCl 2 με μια διαλυτή άνοδο μπορεί να γραφτεί ως εξής:

Η ηλεκτρόλυση των διαλυμάτων αλάτων με διαλυτή άνοδο ανάγεται στην οξείδωση του υλικού της ανόδου (διάλυσή του) και συνοδεύεται από τη μεταφορά μετάλλου από την άνοδο στην κάθοδο. Αυτή η ιδιότητα χρησιμοποιείται ευρέως στον καθαρισμό (καθαρισμό) μετάλλων από μόλυνση.

Παράδειγμα: Ηλεκτρόλυση υδατικού διαλύματος χλωριούχου μαγνησίου σε αδρανή ηλεκτρόδια

Διάσταση χλωριούχου μαγνησίου σε υδατικό διάλυμα:

MgCl 2 ↔ Mg 2+ + 2Cl -

Τα ιόντα μαγνησίου δεν μπορούν να αναχθούν σε ένα υδατικό διάλυμα (το νερό ανάγεται), τα ιόντα χλωρίου οξειδώνονται.

Σχέδιο ηλεκτρόλυσης:

Παράδειγμα: Ηλεκτρόλυση υδατικού διαλύματος θειικού χαλκού σε αδρανή ηλεκτρόδια

Σε διάλυμα, ο θειικός χαλκός διασπάται σε ιόντα:

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

Τα ιόντα χαλκού μπορούν να αναχθούν στην κάθοδο σε ένα υδατικό διάλυμα.

Τα θειικά ιόντα σε ένα υδατικό διάλυμα δεν οξειδώνονται, επομένως το νερό θα οξειδωθεί στην άνοδο.

Σχέδιο ηλεκτρόλυσης:

Ηλεκτρόλυση υδατικού διαλύματος ενεργού άλατος μετάλλου και οξέος που περιέχει οξυγόνο (K 2 SO 4) σε αδρανή ηλεκτρόδια

Παράδειγμα: Διάσταση θειικού καλίου σε υδατικό διάλυμα:

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

Τα ιόντα καλίου και τα θειικά ιόντα δεν μπορούν να εκκενωθούν στα ηλεκτρόδια σε ένα υδατικό διάλυμα, επομένως, θα συμβεί αναγωγή στην κάθοδο και το νερό θα οξειδωθεί στην άνοδο.

Σχέδιο ηλεκτρόλυσης:

ή, δεδομένου ότι 4H + + 4OH - \u003d 4H 2 O (που πραγματοποιείται με ανάδευση),

H 2 O 2H 2 + O 2

Εάν ένα ηλεκτρικό ρεύμα διέρχεται από ένα υδατικό διάλυμα ενός ενεργού άλατος μετάλλου και ενός οξέος που περιέχει οξυγόνο, τότε ούτε τα μεταλλικά κατιόντα ούτε τα ιόντα του υπολείμματος οξέος εκκενώνονται.

Το υδρογόνο απελευθερώνεται στην κάθοδο και το οξυγόνο απελευθερώνεται στην άνοδο και η ηλεκτρόλυση μειώνεται στην ηλεκτρολυτική αποσύνθεση του νερού.

Ηλεκτρόλυση τήγματος υδροξειδίου του νατρίου

Η ηλεκτρόλυση του νερού πραγματοποιείται πάντα παρουσία αδρανούς ηλεκτρολύτη (για αύξηση της ηλεκτρικής αγωγιμότητας ενός πολύ αδύναμου ηλεκτρολύτη - νερού):

Νόμος του Φαραντέι

Η εξάρτηση της ποσότητας της ουσίας που σχηματίζεται υπό τη δράση ενός ηλεκτρικού ρεύματος από το χρόνο, την ισχύ του ρεύματος και τη φύση του ηλεκτρολύτη μπορεί να καθοριστεί με βάση τον γενικευμένο νόμο του Faraday:

όπου m είναι η μάζα της ουσίας που σχηματίζεται κατά την ηλεκτρόλυση (g).

E - ισοδύναμη μάζα μιας ουσίας (g / mol).

M είναι η μοριακή μάζα της ουσίας (g/mol).

n είναι ο αριθμός των δεδομένων ή λαμβανόμενων ηλεκτρονίων.

I - ένταση ρεύματος (A); t είναι η διάρκεια της διαδικασίας (ών).

F - Η σταθερά του Faraday που χαρακτηρίζει την ποσότητα ηλεκτρικής ενέργειας που απαιτείται για την απελευθέρωση 1 ισοδύναμης μάζας μιας ουσίας (F = 96.500 C/mol = 26,8 Ah/mol).

Υδρόλυση ανόργανων ενώσεων

Η αλληλεπίδραση των ιόντων άλατος με το νερό, που οδηγεί στο σχηματισμό ασθενών μορίων ηλεκτρολυτών, ονομάζεται υδρόλυση άλατος.

Αν θεωρήσουμε ένα άλας ως προϊόν της εξουδετέρωσης μιας βάσης με ένα οξύ, τότε τα άλατα μπορούν να χωριστούν σε τέσσερις ομάδες, για καθεμία από τις οποίες η υδρόλυση θα προχωρήσει με τον δικό της τρόπο.

1. Ένα άλας που σχηματίζεται από μια ισχυρή βάση και ένα ισχυρό οξύ KBr, NaCl, NaNO 3) δεν θα υποστεί υδρόλυση, αφού στην περίπτωση αυτή δεν σχηματίζεται ασθενής ηλεκτρολύτης. Η αντίδραση του μέσου παραμένει ουδέτερη.

2. Σε ένα άλας που σχηματίζεται από μια ασθενή βάση και ένα ισχυρό οξύ FeCl 2, NH 4 Cl, Al 2 (SO 4) 3, MgSO 4), το κατιόν υφίσταται υδρόλυση:

FeCl 2 + HOH → Fe(OH)Cl + HCl

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

Ως αποτέλεσμα της υδρόλυσης, σχηματίζεται ένας ασθενής ηλεκτρολύτης, ιόν Η+ και άλλα ιόντα. pH διαλύματος< 7 (раствор приобретает кислую реакцию).

3. Ένα άλας που σχηματίζεται από μια ισχυρή βάση και ένα ασθενές οξύ (KClO, K 2 SiO 3 , Na 2 CO 3 , CH 3 COONa) υφίσταται υδρόλυση ανιόντων, με αποτέλεσμα τον σχηματισμό ασθενούς ηλεκτρολύτη, ιόντος υδροξειδίου και άλλων ιόντων.

K 2 SiO 3 + HOH → KHSiO 3 + KOH

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

Το pH τέτοιων διαλυμάτων είναι > 7 (το διάλυμα αποκτά αλκαλική αντίδραση).

4. Ένα άλας που σχηματίζεται από μια ασθενή βάση και ένα ασθενές οξύ (CH 3 COONH 4, (NH 4) 2 CO 3, Al 2 S 3) υδρολύεται τόσο από το κατιόν όσο και από το ανιόν. Ως αποτέλεσμα, σχηματίζεται βάση και οξύ χαμηλής διάστασης. Το pH των διαλυμάτων τέτοιων αλάτων εξαρτάται από τη σχετική ισχύ του οξέος και της βάσης.

Αλγόριθμος γραφής εξισώσεων για τις αντιδράσεις υδρόλυσης άλατος ασθενούς οξέος και ισχυρής βάσης

Υπάρχουν διάφορες επιλογές για την υδρόλυση αλάτων:

1. Υδρόλυση άλατος ασθενούς οξέος και ισχυρής βάσης: (CH 3 COONa, KCN, Na 2 CO 3).

Παράδειγμα 1 Υδρόλυση οξικού νατρίου.

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

CH 3 COO - + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH -

Εφόσον το οξικό οξύ διασπάται ασθενώς, το οξικό ιόν δεσμεύει το ιόν Η+ και η ισορροπία διάστασης νερού μετατοπίζεται προς τα δεξιά σύμφωνα με την αρχή του Le Chatelier.

ΟΗ - ιόντα συσσωρεύονται στο διάλυμα (pH > 7)

Εάν το άλας σχηματίζεται από ένα πολυβασικό οξύ, τότε η υδρόλυση προχωρά σταδιακά.

Για παράδειγμα, ανθρακική υδρόλυση: Na 2 CO 3

Στάδιο Ι: CO 3 2– + H 2 O ↔ HCO 3 – + OH –

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

Na 2 CO 3 + H 2 O \u003d NaHC0 3 + NaOH

Πρακτική σημασία έχει συνήθως μόνο η διαδικασία που περνά από το πρώτο στάδιο, η οποία, κατά κανόνα, είναι περιορισμένη κατά την αξιολόγηση της υδρόλυσης των αλάτων.

Η ισορροπία της υδρόλυσης στο δεύτερο στάδιο μετατοπίζεται σημαντικά προς τα αριστερά σε σύγκριση με την ισορροπία του πρώτου σταδίου, αφού σχηματίζεται ασθενέστερος ηλεκτρολύτης (HCO 3 -) στο πρώτο στάδιο από ότι στο δεύτερο (H 2 CO 3).

Παράδειγμα 2 . Υδρόλυση ορθοφωσφορικού ρουβιδίου.

1. Προσδιορίστε τον τύπο της υδρόλυσης:

Rb3PO4 ↔ 3Rb + + ΤΑΧΥΔΡΟΜΕΙΟ 4 3–

Το ρουβίδιο είναι αλκαλικό μέταλλο, το υδροξείδιο του είναι ισχυρή βάση, το φωσφορικό οξύ, ειδικά στο τρίτο στάδιο διάσπασής του, που αντιστοιχεί στον σχηματισμό φωσφορικών αλάτων, είναι ασθενές οξύ.

Γίνεται υδρόλυση ανιόντων.

PO 3- 4 + H–OH ↔ HPO 2- 4 + OH – .

Προϊόντα - υδροφωσφορικά και ιόντα υδροξειδίου, μεσαία - αλκαλικά.

3. Συνθέτουμε μια μοριακή εξίσωση:

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

Πήραμε ένα όξινο άλας - όξινο φωσφορικό ρουβίδιο.

Αλγόριθμος γραφής εξισώσεων για τις αντιδράσεις υδρόλυσης άλατος ισχυρού οξέος και ασθενούς βάσης

2. Υδρόλυση άλατος ισχυρού οξέος και ασθενούς βάσης: NH 4 NO 3, AlCl 3, Fe 2 (SO 4) 3.

Παράδειγμα 1. Υδρόλυση νιτρικού αμμωνίου.

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

NH 4 + + H 2 O ↔ NH 4 OH + H +

Στην περίπτωση ενός πολλαπλά φορτισμένου κατιόντος, η υδρόλυση προχωρά σε βήματα, για παράδειγμα:

Στάδιο Ι: Cu 2+ + HOH ↔ CuOH + + H +

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

CuCl 2 + H 2 O \u003d CuOHCl + HCl

Σε αυτή την περίπτωση, η συγκέντρωση των ιόντων υδρογόνου και το pH του μέσου στο διάλυμα προσδιορίζονται επίσης κυρίως από το πρώτο στάδιο της υδρόλυσης.

Παράδειγμα 2 Υδρόλυση Θειικού Χαλκού(II).

1. Προσδιορίστε το είδος της υδρόλυσης. Σε αυτό το στάδιο, είναι απαραίτητο να γράψουμε την εξίσωση διάστασης άλατος:

CuSO4 ↔ Cu 2+ + SO2-4.

Ένα άλας σχηματίζεται από ένα κατιόν ασθενούς βάσης (υπογραμμισμένο) και ένα ανιόν ισχυρού οξέος. Η υδρόλυση λαμβάνει χώρα στο κατιόν.

2. Γράφουμε την εξίσωση ιοντικής υδρόλυσης, προσδιορίζουμε το περιβάλλον:

Cu 2+ + H-OH ↔ CuOH + + H + .

Σχηματίζεται ένα κατιόν υδροξομερούς (II) και ένα ιόν υδρογόνου, το μέσο είναι όξινο.

3. Φτιάχνουμε μοριακή εξίσωση.

Θα πρέπει να ληφθεί υπόψη ότι η σύνταξη μιας τέτοιας εξίσωσης είναι μια ορισμένη επίσημη εργασία. Από θετικά και αρνητικά σωματίδια στο διάλυμα, σχηματίζουμε ουδέτερα σωματίδια που υπάρχουν μόνο στο χαρτί. Σε αυτή την περίπτωση, μπορούμε να κάνουμε τον τύπο (CuOH) 2 SO 4, αλλά για αυτό πρέπει να πολλαπλασιάσουμε νοερά την ιοντική μας εξίσωση επί δύο.

Παίρνουμε:

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

Σημειώστε ότι το προϊόν της αντίδρασης ανήκει στην ομάδα των βασικών αλάτων. Οι ονομασίες των βασικών αλάτων, καθώς και οι ονομασίες των μεσαίων αλάτων, θα πρέπει να αποτελούνται από τις ονομασίες του ανιόντος και του κατιόντος, στην περίπτωση αυτή θα ονομάσουμε το άλας «θειικό υδροξομέδι(ΙΙ).

Αλγόριθμος γραφής εξισώσεων για τις αντιδράσεις υδρόλυσης άλατος ασθενούς οξέος και ασθενούς βάσης

3. Υδρόλυση άλατος ασθενούς οξέος και ασθενούς βάσης:

Παράδειγμα 1 Υδρόλυση οξικού αμμωνίου.

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

Σε αυτή την περίπτωση, σχηματίζονται δύο ελαφρώς διαχωρισμένες ενώσεις και το pH του διαλύματος εξαρτάται από τη σχετική ισχύ του οξέος και της βάσης.

Εάν τα προϊόντα υδρόλυσης μπορούν να αφαιρεθούν από το διάλυμα, για παράδειγμα, με τη μορφή ενός ιζήματος ή μιας αέριας ουσίας, τότε η υδρόλυση προχωρά στην ολοκλήρωση.

Παράδειγμα 2 Υδρόλυση θειούχου αργιλίου.

Al 2 S 3 + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 + 3H 2 S

2A l 3+ + 3 S 2- + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 (ίζημα) + ZN 2 S (αέριο)

Παράδειγμα 3 Υδρόλυση οξικού αργιλίου

1. Προσδιορίστε τον τύπο της υδρόλυσης:

Al(CH 3 COO) 3 = Ο Αλ 3+ + 3CH 3 ΕΡΩΤΟΛΟΓΩ – .

Ένα άλας σχηματίζεται από ένα κατιόν ασθενούς βάσης και ανιόντα ενός ασθενούς οξέος.

2. Γράφουμε τις εξισώσεις ιοντικής υδρόλυσης, προσδιορίζουμε το περιβάλλον:

Al 3+ + H–OH ↔ AlOH 2+ + H +,

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

Λαμβάνοντας υπόψη ότι το υδροξείδιο του αργιλίου είναι μια πολύ αδύναμη βάση, υποθέτουμε ότι η υδρόλυση στο κατιόν θα προχωρήσει σε μεγαλύτερο βαθμό από ότι στο ανιόν. Επομένως, θα υπάρχει περίσσεια ιόντων υδρογόνου στο διάλυμα και το περιβάλλον θα είναι όξινο.

Μην προσπαθήσετε να κάνετε εδώ τη συνολική εξίσωση της αντίδρασης. Και οι δύο αντιδράσεις είναι αναστρέψιμες, σε καμία περίπτωση δεν συνδέονται μεταξύ τους, και μια τέτοια άθροιση δεν έχει νόημα.

3 . Συνθέτουμε τη μοριακή εξίσωση:

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

Αυτή είναι επίσης μια επίσημη άσκηση για εκπαίδευση στη σύνθεση αλάτων και στην ονοματολογία τους. Το άλας που προκύπτει θα ονομάζεται οξικό υδροξοαργίλιο.

Αλγόριθμος γραφής εξισώσεων για τις αντιδράσεις υδρόλυσης άλατος ισχυρού οξέος και ισχυρής βάσης

4. Τα άλατα που σχηματίζονται από ένα ισχυρό οξύ και μια ισχυρή βάση δεν υφίστανται υδρόλυση, γιατί η μόνη ένωση χαμηλής διάστασης είναι το H 2 O.

Το άλας ενός ισχυρού οξέος και μιας ισχυρής βάσης δεν υφίσταται υδρόλυση και το διάλυμα είναι ουδέτερο.

Η ηλεκτρόλυση είναι μια διαδικασία κατά την οποία η ηλεκτρική ενέργεια μετατρέπεται σε χημική ενέργεια. Αυτή η διαδικασία λαμβάνει χώρα στα ηλεκτρόδια υπό την επίδραση συνεχούς ρεύματος. Ποια είναι τα προϊόντα ηλεκτρόλυσης τήγματος και διαλυμάτων και τι περιλαμβάνει η έννοια της «ηλεκτρόλυσης».

Ηλεκτρόλυση λιωμένων αλάτων

Η ηλεκτρόλυση είναι μια αντίδραση οξειδοαναγωγής που συμβαίνει στα ηλεκτρόδια όταν ένα άμεσο ηλεκτρικό ρεύμα διέρχεται από ένα διάλυμα ηλεκτρολύτη ή τήγμα.

Ρύζι. 1. Η έννοια της ηλεκτρόλυσης.

Η χαοτική κίνηση των ιόντων υπό τη δράση του ρεύματος γίνεται διατεταγμένη. Τα ανιόντα κινούνται προς το θετικό ηλεκτρόδιο (άνοδος) και οξειδώνονται πάνω του, δίνοντας ηλεκτρόνια. Τα κατιόντα κινούνται προς τον αρνητικό πόλο (κάθοδος) και ανάγονται εκεί, δεχόμενοι ηλεκτρόνια.

Τα ηλεκτρόδια μπορεί να είναι αδρανή (μέταλλο από πλατίνα ή χρυσό, ή μη μεταλλικά από άνθρακα ή γραφίτη) ή ενεργά. Η άνοδος σε αυτή την περίπτωση διαλύεται στη διαδικασία ηλεκτρόλυσης (διαλυτή άνοδος). Είναι κατασκευασμένο από μέταλλα όπως χρώμιο, νικέλιο, ψευδάργυρος, ασήμι, χαλκός κ.λπ.

Κατά την ηλεκτρόλυση τετηγμένων αλάτων, αλκάλια, οξείδια, κατιόντα μετάλλων εκκενώνονται στην κάθοδο με το σχηματισμό απλών ουσιών. Η ηλεκτρόλυση τήγματος είναι μια βιομηχανική μέθοδος για τη λήψη μετάλλων όπως το νάτριο, το κάλιο, το ασβέστιο (ηλεκτρόλυση τετηγμένων αλάτων) και το αλουμίνιο (ηλεκτρόλυση τήγματος οξειδίου του αργιλίου Al 2 O 3 σε κρυόλιθο Na 3 AlF 6 που χρησιμοποιείται για τη διευκόλυνση της μεταφοράς οξειδίου στο τήγμα ). Για παράδειγμα, το σχήμα ηλεκτρόλυσης ενός τήγματος κοινού άλατος NaCl εμφανίζεται ως εξής:

NaCl Na + + Cl -

Κάθοδος(-)(Na+):Na++ μι= Na 0

Ανοδος(-) (Cl-): Cl- - μι\u003d Cl 0, 2Cl 0 \u003d Cl 2

Συνοπτική διαδικασία:

2Na+ +2Cl- = ηλεκτρόλυση 2Na + 2Cl 2

2NaCl \u003d ηλεκτρόλυση 2Na + Cl 2

Ταυτόχρονα με την παραγωγή αλκαλιμετάλλου νατρίου, λαμβάνεται χλώριο με ηλεκτρόλυση άλατος.

Ηλεκτρόλυση διαλυμάτων αλάτων

Εάν τα διαλύματα αλάτων υποβάλλονται σε ηλεκτρόλυση, τότε, μαζί με τα ιόντα που σχηματίζονται κατά τη διάσπαση του άλατος, το νερό μπορεί επίσης να οξειδωθεί ή να αναχθεί στα ηλεκτρόδια.

Υπάρχει μια ορισμένη αλληλουχία εκκένωσης ιόντων στα ηλεκτρόδια σε υδατικά διαλύματα.

1. Όσο υψηλότερο είναι το τυπικό δυναμικό ηλεκτροδίου του μετάλλου, τόσο πιο εύκολο είναι να ανακτηθεί. Με άλλα λόγια, όσο πιο δεξιά βρίσκεται ένα μέταλλο στην ηλεκτροχημική σειρά τάσεων, τόσο πιο εύκολο θα είναι για τα ιόντα του να μειωθούν στην κάθοδο. Κατά την ηλεκτρόλυση διαλυμάτων μεταλλικών αλάτων από λίθιο σε αλουμίνιο συμπεριλαμβανομένου, τα μόρια του νερού μειώνονται πάντα στην κάθοδο:

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

Εάν διαλύματα μεταλλικών αλάτων υποβάλλονται σε ηλεκτρόλυση, ξεκινώντας από τον χαλκό και προς τα δεξιά του χαλκού, μόνο τα μεταλλικά κατιόντα ανάγεται στην κάθοδο. Κατά την ηλεκτρόλυση μεταλλικών αλάτων από MN μαγγανίου σε Pb μολύβδου, τόσο τα μεταλλικά κατιόντα όσο και, σε ορισμένες περιπτώσεις, το νερό μπορούν να αναχθούν.

2. Ανιόντα υπολειμμάτων οξέος (εκτός F-) οξειδώνονται στην άνοδο. Εάν τα άλατα των οξέων που περιέχουν οξυγόνο υποβάλλονται σε ηλεκτρόλυση, τότε τα ανιόντα των υπολειμμάτων οξέος παραμένουν σε διάλυμα, το νερό οξειδώνεται:

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

3. Εάν η άνοδος είναι διαλυτή, τότε η ίδια η άνοδος οξειδώνεται και διαλύεται:

Παράδειγμα: ηλεκτρόλυση υδατικού διαλύματος θειικού νατρίου Na 2 SO 4:

ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΣΗ

Ένας από τους τρόπους απόκτησης μετάλλων είναι η ηλεκτρόλυση. Τα ενεργά μέταλλα εμφανίζονται στη φύση μόνο με τη μορφή χημικών ενώσεων. Πώς να απομονωθεί από αυτές τις ενώσεις σε ελεύθερη κατάσταση;

Διαλύματα και τήγματα ηλεκτρολυτών άγουν ηλεκτρικό ρεύμα. Ωστόσο, όταν το ρεύμα διέρχεται από ένα διάλυμα ηλεκτρολύτη, μπορεί να συμβούν χημικές αντιδράσεις. Σκεφτείτε τι θα συμβεί εάν δύο μεταλλικές πλάκες τοποθετηθούν σε διάλυμα ηλεκτρολύτη ή τήγμα, καθεμία από τις οποίες συνδέεται με έναν από τους πόλους της πηγής ρεύματος. Αυτές οι πλάκες ονομάζονται ηλεκτρόδια. Το ηλεκτρικό ρεύμα είναι ένα κινούμενο ρεύμα ηλεκτρονίων. Ως αποτέλεσμα του γεγονότος ότι τα ηλεκτρόνια στο κύκλωμα μετακινούνται από το ένα ηλεκτρόδιο στο άλλο, εμφανίζεται περίσσεια ηλεκτρονίων σε ένα από τα ηλεκτρόδια. Τα ηλεκτρόνια έχουν αρνητικό φορτίο, επομένως αυτό το ηλεκτρόδιο φορτίζεται αρνητικά. Ονομάζεται κάθοδος. Στο άλλο ηλεκτρόδιο δημιουργείται έλλειψη ηλεκτρονίων και φορτίζεται θετικά. Αυτό το ηλεκτρόδιο ονομάζεται άνοδος. Ένας ηλεκτρολύτης σε ένα διάλυμα ή τήγμα διασπάται σε θετικά φορτισμένα ιόντα - κατιόντα και αρνητικά φορτισμένα ιόντα - ανιόντα. Τα κατιόντα έλκονται από ένα αρνητικά φορτισμένο ηλεκτρόδιο - την κάθοδο. Τα ανιόντα έλκονται από ένα θετικά φορτισμένο ηλεκτρόδιο - την άνοδο. Στην επιφάνεια των ηλεκτροδίων, μπορεί να συμβεί αλληλεπίδραση μεταξύ ιόντων και ηλεκτρονίων.

Η ηλεκτρόλυση αναφέρεται στις διεργασίες που συμβαίνουν όταν ένα ηλεκτρικό ρεύμα διέρχεται από διαλύματα ή τήγματα ηλεκτρολυτών.

Οι διεργασίες που συμβαίνουν κατά την ηλεκτρόλυση των διαλυμάτων και τα τήγματα ηλεκτρολυτών είναι αρκετά διαφορετικές. Ας εξετάσουμε λεπτομερώς και τις δύο αυτές περιπτώσεις.

Ηλεκτρόλυση τήγματος

Ως παράδειγμα, εξετάστε την ηλεκτρόλυση ενός τήγματος χλωριούχου νατρίου. Στο τήγμα, το χλωριούχο νάτριο διασπάται σε ιόντα Na+
και Cl - : NaCl = Na + + Cl -

Τα κατιόντα νατρίου κινούνται στην επιφάνεια ενός αρνητικά φορτισμένου ηλεκτροδίου - της καθόδου. Υπάρχει περίσσεια ηλεκτρονίων στην επιφάνεια της καθόδου. Επομένως, υπάρχει μια μεταφορά ηλεκτρονίων από την επιφάνεια του ηλεκτροδίου σε ιόντα νατρίου. Ταυτόχρονα, ιόντα Na+ μετατρέπονται σε άτομα νατρίου, δηλαδή ανάγεται κατιόντα Na+ . Εξίσωση διαδικασίας:

Na + + e - = Na

Ιόντα χλωρίου Cl - μετακινηθείτε στην επιφάνεια ενός θετικά φορτισμένου ηλεκτροδίου - της ανόδου. Δημιουργείται έλλειψη ηλεκτρονίων στην επιφάνεια της ανόδου και τα ηλεκτρόνια μεταφέρονται από τα ανιόντα Cl- στην επιφάνεια του ηλεκτροδίου. Ταυτόχρονα, αρνητικά φορτισμένα ιόντα Cl- μετατρέπονται σε άτομα χλωρίου, τα οποία συνδυάζονται αμέσως για να σχηματίσουν μόρια χλωρίου C l2:

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

Τα ιόντα χλωρίου χάνουν ηλεκτρόνια, δηλαδή οξειδώνονται.

Ας γράψουμε μαζί τις εξισώσεις των διεργασιών που συμβαίνουν στην κάθοδο και στην άνοδο

Na + + e - = Na

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

Ένα ηλεκτρόνιο εμπλέκεται στη διαδικασία αναγωγής κατιόντων νατρίου και 2 ηλεκτρόνια συμμετέχουν στη διαδικασία οξείδωσης των ιόντων χλωρίου. Ωστόσο, πρέπει να τηρείται ο νόμος της διατήρησης του ηλεκτρικού φορτίου, δηλαδή το συνολικό φορτίο όλων των σωματιδίων στο διάλυμα πρέπει να είναι σταθερό, επομένως, ο αριθμός των ηλεκτρονίων που εμπλέκονται στην αναγωγή κατιόντων νατρίου πρέπει να είναι ίσος με τον αριθμό των ηλεκτρονίων εμπλέκονται στην οξείδωση των ιόντων χλωρίου. Επομένως, πολλαπλασιάζουμε την πρώτη εξίσωση επί 2:

Na + + e - \u003d Na 2

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

Προσθέτουμε και τις δύο εξισώσεις μαζί και παίρνουμε τη γενική εξίσωση για την αντίδραση.

2 Na + + 2C l - \u003d 2 Na + Cl 2 (εξίσωση ιοντικής αντίδρασης), ή

2 NaCl \u003d 2 Na + Cl 2 (εξίσωση μοριακής αντίδρασης)

Έτσι, στο εξεταζόμενο παράδειγμα, βλέπουμε ότι η ηλεκτρόλυση είναι μια αντίδραση οξειδοαναγωγής. Στην κάθοδο, η αναγωγή θετικά φορτισμένων ιόντων - κατιόντων, στην άνοδο - η οξείδωση αρνητικά φορτισμένων ιόντων - ανιόντων. Για να θυμάστε ποια διαδικασία συμβαίνει πού, μπορείτε να χρησιμοποιήσετε τον κανόνα "T":

κάθοδος - κατιόν - αναγωγή.

Παράδειγμα 2Ηλεκτρόλυση τήγματος υδροξειδίου του νατρίου.

Το υδροξείδιο του νατρίου στο διάλυμα διασπάται σε κατιόντα και ιόντα υδροξειδίου.

Κάθοδος (-)<-- Na + + OH - à Анод (+)

Στην επιφάνεια της καθόδου, τα κατιόντα νατρίου μειώνονται και σχηματίζονται άτομα νατρίου:

κάθοδος (-) Na + +e à Na

Τα ιόντα υδροξειδίου οξειδώνονται στην επιφάνεια της ανόδου, ενώ απελευθερώνεται οξυγόνο και σχηματίζονται μόρια νερού:

κάθοδος (-) Na + + e à Na

άνοδος (+)4 OH - - 4 e à 2 H 2 O + O 2

Ο αριθμός των ηλεκτρονίων που εμπλέκονται στην αντίδραση αναγωγής των κατιόντων νατρίου και στην αντίδραση οξείδωσης των ιόντων υδροξειδίου πρέπει να είναι ο ίδιος. Ας πολλαπλασιάσουμε λοιπόν την πρώτη εξίσωση επί 4:

κάθοδος (-) Na + + e à Na 4

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

Βάζοντας και τις δύο εξισώσεις μαζί, παίρνουμε την εξίσωση για την αντίδραση ηλεκτρόλυσης:

4 NaOH à 4 Na + 2 H 2 O + O 2

Παράδειγμα 3Εξετάστε την ηλεκτρόλυση του τήγματος Al2O3

Χρησιμοποιώντας αυτή την αντίδραση, το αλουμίνιο λαμβάνεται από βωξίτη, μια φυσική ένωση που περιέχει πολύ οξείδιο του αργιλίου. Το σημείο τήξης του οξειδίου του αλουμινίου είναι πολύ υψηλό (πάνω από 2000º C), έτσι προστίθενται ειδικά πρόσθετα σε αυτό, μειώνοντας το σημείο τήξης στους 800-900º C. Στο τήγμα, το οξείδιο του αλουμινίου διασπάται σε ιόντα Al 3+ και O 2-. H κατιόντα ανάγεται στην κάθοδο Al 3+ , μετατρέπεται σε άτομα αλουμινίου:

Αλ +3 ε α Αλ

Τα ανιόντα οξειδώνονται στην άνοδοΟ 2- μετατρέπεται σε άτομα οξυγόνου. Τα άτομα οξυγόνου συνδυάζονται αμέσως σε μόρια O 2:

2 O 2- – 4 e à O 2

Ο αριθμός των ηλεκτρονίων που εμπλέκονται στην αναγωγή των κατιόντων αλουμινίου και στην οξείδωση των ιόντων οξυγόνου πρέπει να είναι ίσος, επομένως πολλαπλασιάζουμε την πρώτη εξίσωση με 4 και τη δεύτερη με 3:

Al 3+ +3 e à Al 0 4

2 O 2- – 4 e à O 2 3

Ας προσθέσουμε και τις δύο εξισώσεις και πάρουμε

4 Al 3+ + 6 O 2- a 4 Al 0 +3 O 2 0 (εξίσωση ιοντικής αντίδρασης)

2 Al 2 O 3 à 4 Al + 3 O 2

Ηλεκτρόλυση διαλύματος

Στην περίπτωση διέλευσης ηλεκτρικού ρεύματος μέσω ενός υδατικού διαλύματος ηλεκτρολύτη, η ύλη περιπλέκεται από την παρουσία μορίων νερού στο διάλυμα, τα οποία μπορούν επίσης να αλληλεπιδράσουν με ηλεκτρόνια. Θυμηθείτε ότι σε ένα μόριο νερού, τα άτομα υδρογόνου και οξυγόνου συνδέονται με έναν πολικό ομοιοπολικό δεσμό. Η ηλεκτραρνητικότητα του οξυγόνου είναι μεγαλύτερη από την ηλεκτραρνητικότητα του υδρογόνου, επομένως τα κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων μετατοπίζονται προς το άτομο οξυγόνου. Ένα μερικό αρνητικό φορτίο προκύπτει στο άτομο οξυγόνου, συμβολίζεται με δ-, και στα άτομα υδρογόνου έχει μερικό θετικό φορτίο, συμβολίζεται με δ+.

δ+

H-O δ-

│

Η δ+

Λόγω αυτής της μετατόπισης των φορτίων, το μόριο του νερού έχει θετικούς και αρνητικούς «πόλους». Επομένως, τα μόρια του νερού μπορούν να έλκονται από έναν θετικά φορτισμένο πόλο σε ένα αρνητικά φορτισμένο ηλεκτρόδιο - την κάθοδο, και από έναν αρνητικό πόλο - σε ένα θετικά φορτισμένο ηλεκτρόδιο - άνοδο. Στην κάθοδο, τα μόρια του νερού μπορούν να μειωθούν και να απελευθερωθεί υδρογόνο:

Η οξείδωση των μορίων του νερού μπορεί να συμβεί στην άνοδο με την απελευθέρωση οξυγόνου:

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

Επομένως, είτε κατιόντα ηλεκτρολυτών είτε μόρια νερού μπορούν να αναχθούν στην κάθοδο. Αυτές οι δύο διαδικασίες φαίνεται να ανταγωνίζονται η μία την άλλη. Ποια διαδικασία λαμβάνει χώρα στην κάθοδο εξαρτάται από τη φύση του μετάλλου. Το αν τα κατιόντα μετάλλων ή τα μόρια του νερού θα μειωθούν στην κάθοδο εξαρτάται από τη θέση του μετάλλου στο σειρά μεταλλικών τάσεων .

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

Εάν το μέταλλο βρίσκεται στη σειρά τάσης στα δεξιά του υδρογόνου, τα μεταλλικά κατιόντα μειώνονται στην κάθοδο και απελευθερώνεται ελεύθερο μέταλλο. Εάν το μέταλλο βρίσκεται στη σειρά τάσης στα αριστερά του αλουμινίου, τα μόρια του νερού μειώνονται στην κάθοδο και απελευθερώνεται υδρογόνο. Τέλος, στην περίπτωση των κατιόντων μετάλλων από τον ψευδάργυρο στον μόλυβδο, μπορεί να συμβεί είτε έκλυση μετάλλου είτε εξέλιξη υδρογόνου, και μερικές φορές τόσο το υδρογόνο όσο και το μέταλλο εξελίσσονται ταυτόχρονα. Γενικά, αυτή είναι μια μάλλον περίπλοκη περίπτωση, πολλά εξαρτώνται από τις συνθήκες αντίδρασης: τη συγκέντρωση του διαλύματος, την τρέχουσα ισχύ και άλλα.

Μία από τις δύο διεργασίες μπορεί επίσης να συμβεί στην άνοδο - είτε η οξείδωση των ανιόντων ηλεκτρολυτών είτε η οξείδωση των μορίων του νερού. Ποια διαδικασία λαμβάνει χώρα στην πραγματικότητα εξαρτάται από τη φύση του ανιόντος. Κατά την ηλεκτρόλυση των αλάτων των ανοξικών οξέων ή των ίδιων των οξέων, τα ανιόντα οξειδώνονται στην άνοδο. Η μόνη εξαίρεση είναι το ιόν φθορίουΦΑ- . Στην περίπτωση των οξέων που περιέχουν οξυγόνο, τα μόρια του νερού οξειδώνονται στην άνοδο και απελευθερώνεται οξυγόνο.

Παράδειγμα 1Ας δούμε την ηλεκτρόλυση ενός υδατικού διαλύματος χλωριούχου νατρίου.

Σε ένα υδατικό διάλυμα χλωριούχου νατρίου θα υπάρχουν κατιόντα νατρίου Na + , ανιόντα χλωρίου Cl - και μόρια νερού.

2 NaCl a 2 Na + + 2 Cl -

2Н 2 О а 2 H + + 2 OH -

κάθοδος (-) 2 Na + ; 2 Η + ; 2Н + + 2е а Н 0 2

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

2NaCl + 2H 2 O à H 2 + Cl 2 + 2NaOH

Χημική ουσία δραστηριότητα ανιόντα δύσκολα μειώνεται.

Παράδειγμα 2Τι γίνεται αν το αλάτι περιέχει SO 4 2- ? Εξετάστε την ηλεκτρόλυση ενός διαλύματος θειικού νικελίου ( II ). θειικό νικέλιο ( II ) διασπάται σε ιόντα Ni 2+ και SO 4 2-:

NiSO 4 à Ni 2+ + SO 4 2-

H 2 O à H + + OH -

Τα κατιόντα νικελίου βρίσκονται μεταξύ των μεταλλικών ιόντων Al 3+ και Pb 2+ , καταλαμβάνοντας μια μεσαία θέση στη σειρά τάσης, η διαδικασία ανάκτησης στην κάθοδο πραγματοποιείται σύμφωνα με τα δύο σχήματα:

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

Ανιόντα οξέων που περιέχουν οξυγόνο δεν οξειδώνονται στην άνοδο ( σειρά δραστηριοτήτων ανιόντων ), τα μόρια του νερού οξειδώνονται:

άνοδος e à O 2 + 4H +

Ας γράψουμε μαζί τις εξισώσεις των διεργασιών που συμβαίνουν στην κάθοδο και στην άνοδο:

κάθοδος (-) Ni 2+ ; H + ; Ni 2+ + 2е а Ni 0

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

άνοδος (+) SO 4 2- ; ΟΗ-· 2Η2Ο-4 e à O 2 + 4H +

4 ηλεκτρόνια εμπλέκονται στις διαδικασίες αναγωγής και 4 ηλεκτρόνια εμπλέκονται επίσης στη διαδικασία οξείδωσης. Συνδυάζοντας αυτές τις εξισώσεις, παίρνουμε τη γενική εξίσωση αντίδρασης:

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

Στη δεξιά πλευρά της εξίσωσης, υπάρχουν ταυτόχρονα ιόντα H + καιω- , τα οποία συνδυάζονται για να σχηματίσουν μόρια νερού:

H + + OH - à H 2 O

Επομένως, στη δεξιά πλευρά της εξίσωσης, αντί για 4 ιόντα H + και 2 ιόνταω- γράφουμε 2 μόρια νερού και 2 ιόντα Η+:

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

Ας μειώσουμε δύο μόρια νερού και στις δύο πλευρές της εξίσωσης:

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

Αυτή είναι μια σύντομη ιοντική εξίσωση. Για να λάβετε την πλήρη ιοντική εξίσωση, πρέπει να προσθέσετε και στα δύο μέρη του θειικού ιόντος SO 4 2- , που σχηματίζεται κατά τη διάσπαση του θειικού νικελίου ( II ) και δεν συμμετέχει στην αντίδραση:

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

Έτσι, κατά την ηλεκτρόλυση ενός διαλύματος θειικού νικελίου ( II ) υδρογόνο και νικέλιο απελευθερώνονται στην κάθοδο και οξυγόνο απελευθερώνεται στην άνοδο.

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

Παράδειγμα 3 Να γράψετε τις εξισώσεις των διεργασιών που συμβαίνουν κατά την ηλεκτρόλυση υδατικού διαλύματος θειικού νατρίου με αδρανή άνοδο.

Τυπικό δυναμικό ηλεκτροδίου του συστήματος Na + + e = Na Το 0 είναι πολύ πιο αρνητικό από το δυναμικό του ηλεκτροδίου νερού σε ένα ουδέτερο υδατικό μέσο (-0,41 V). Επομένως, θα συμβεί ηλεκτροχημική αναγωγή του νερού στην κάθοδο, συνοδευόμενη από έκλυση υδρογόνου

2Н 2 О а 2 H + + 2 OH -

και ιόντα Na + ερχόμενος στην κάθοδο θα συσσωρευτεί στο διπλανό μέρος του διαλύματος (καθοδικός χώρος).

Στην άνοδο, θα συμβεί ηλεκτροχημική οξείδωση του νερού, που οδηγεί στην απελευθέρωση οξυγόνου.

2 H 2 O - 4e à O 2 + 4 H +

επειδή αντιστοιχεί σε αυτό το σύστημα τυπικό δυναμικό ηλεκτροδίου (1,23 V) είναι σημαντικά χαμηλότερο από το τυπικό δυναμικό ηλεκτροδίου (2,01 V) που χαρακτηρίζει το σύστημα

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

Ιόντα SO 4 2- Η κίνηση προς την άνοδο κατά τη διάρκεια της ηλεκτρόλυσης θα συσσωρευτεί στον χώρο της ανόδου.

Πολλαπλασιάζοντας την εξίσωση της διεργασίας της καθόδου επί δύο και προσθέτοντάς την με την εξίσωση της διεργασίας της ανόδου, προκύπτει η συνολική εξίσωση της διαδικασίας ηλεκτρόλυσης:

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

Λαμβάνοντας υπόψη ότι τα ιόντα συσσωρεύονται ταυτόχρονα στον χώρο της καθόδου και τα ιόντα στον χώρο της ανόδου, η συνολική εξίσωση διεργασίας μπορεί να γραφτεί με την ακόλουθη μορφή:

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

Έτσι, ταυτόχρονα με την απελευθέρωση υδρογόνου και οξυγόνου, σχηματίζεται υδροξείδιο του νατρίου (στο χώρο της καθόδου) και θειικό οξύ (στο χώρο της ανόδου).

Παράδειγμα 4Ηλεκτρόλυση διαλύματος θειικού χαλκού ( II) CuSO4.

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

κάθοδος (-) Cu 2+ + 2e à Cu 0 2

άνοδος (+) 2H 2 O - 4 e à O 2 + 4H + 1

Τα ιόντα H + παραμένουν στο διάλυμα και SO 4 2- , αφού συσσωρεύεται θειικό οξύ.

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

Παράδειγμα 5 Ηλεκτρόλυση διαλύματος χλωριούχου χαλκού ( II) CuCl2.

Κάθοδος (-)<-- Cu 2+ + 2Cl - à анод (+)

κάθοδος (-) Cu 2+ + 2e à Cu 0

άνοδος (+) 2Cl - – 2e à Cl 0 2

Και οι δύο εξισώσεις περιλαμβάνουν δύο ηλεκτρόνια.

Cu 2+ + 2e à Cu 0 1

2Cl - -- 2e à Cl 2 1

Cu 2+ + 2 Cl - à Cu 0 + Cl 2 (ιονική εξίσωση)

CuCl 2 à Cu + Cl 2 (μοριακή εξίσωση)

Παράδειγμα 6 Ηλεκτρόλυση διαλύματος νιτρικού αργύρου AgNO3.

Κάθοδος (-)<-- Ag + + NO 3 - à Анод (+)

κάθοδος (-) Ag + + e à Ag 0

άνοδος (+) 2H 2 O - 4 e à O 2 + 4H +

Ag + + e à Ag 0 4

2H 2 O - 4 e à O 2 + 4H + 1

4 Ag + + 2 H 2 O à 4 Ag 0 + 4 H + + Ο 2 (ιονική εξίσωση)

4 Αγ + + 2 H 2 Οà 4 Αγ 0 + 4 H + + Ο 2 + 4 ΟΧΙ 3 - (πλήρης ιοντική εξίσωση)

4 AgNO 3 + 2 H 2 Οà 4 Αγ 0 + 4 HNO 3 + Ο 2 (μοριακή εξίσωση)

Παράδειγμα 7 Ηλεκτρόλυση διαλύματος υδροχλωρικού οξέοςHCl.

Κάθοδος (-)<-- H + + Cl - à άνοδος (+)

κάθοδος (-) 2H + + 2 μιà H 2

άνοδος (+) 2Cl - – 2 μιà Cl 2

2 H + + 2 Cl - à H 2 + Cl 2 (ιονική εξίσωση)

2 HClà H 2 + Cl 2 (μοριακή εξίσωση)

Παράδειγμα 8 Ηλεκτρόλυση διαλύματος θειικού οξέοςH 2 ΕΤΣΙ 4 .

Κάθοδος (-) <-- 2H + + SO 4 2- à άνοδος (+)

κάθοδος (-)2H+ + 2eà Η2

άνοδος(+) 2H 2 O - 4μιà Ο2+4Η+

2H+ + 2eà H 2 2

2Η2Ο-4μιà Ο 2 + 4Η+1

4Η+ + 2Η2Οà 2H 2 + 4H+ + O 2

2Η2Οà 2Η2+Ο2

Παράδειγμα 9. Ηλεκτρόλυση διαλύματος υδροξειδίου του καλίουΚΟΗ.

Κάθοδος (-)<-- κ + + Ω - à άνοδος (+)

Τα κατιόντα καλίου δεν θα μειωθούν στην κάθοδο, καθώς το κάλιο βρίσκεται στη σειρά τάσης των μετάλλων στα αριστερά του αλουμινίου, αντίθετα τα μόρια του νερού θα μειωθούν:

2H2O + 2eà H 2 + 2OH - 4OH - -4eà 2H 2 O + O 2

κάθοδος(-)2H2O+2eà H2 + 2OH - 2

άνοδος(+) 4OH - - 4eà 2H 2 O + O 2 1

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

2 H 2 Οà 2 H 2 + Ο 2

Παράδειγμα 10 Ηλεκτρόλυση διαλύματος νιτρικού καλίουKNO 3 .

Κάθοδος (-) <-- K + + NO 3 - à άνοδος (+)

2H2O + 2eà H 2 + 2OH - 2H 2 O - 4μιà Ο2+4Η+

κάθοδος(-)2H2O+2eà Η2 + 2ΟΗ-2

άνοδος(+) 2H 2 O - 4μιà Ο 2 + 4Η+1

4Η2Ο + 2Η2Οà 2Η2+4ΟΗ-+4Η++ Ο2

2Η2Οà 2Η2+Ο2

Όταν ένα ηλεκτρικό ρεύμα διέρχεται από διαλύματα οξέων που περιέχουν οξυγόνο, αλκαλίων και αλάτων οξέων που περιέχουν οξυγόνο με μέταλλα που βρίσκονται στη σειρά τάσης των μετάλλων, στα αριστερά του αλουμινίου, πρακτικά συμβαίνει ηλεκτρόλυση νερού. Σε αυτή την περίπτωση, το υδρογόνο απελευθερώνεται στην κάθοδο και το οξυγόνο στην άνοδο.

συμπεράσματα. Κατά τον προσδιορισμό των προϊόντων ηλεκτρόλυσης υδατικών διαλυμάτων ηλεκτρολυτών, στις απλούστερες περιπτώσεις, μπορεί κανείς να καθοδηγηθεί από τις ακόλουθες σκέψεις:

1. Μεταλλικά ιόντα με μικρή αλγεβρική τιμή του τυπικού δυναμικού - απόLi + πρινΟ Αλ 3+ συμπεριλαμβανομένου - έχουν μια πολύ ασθενή τάση να επανασυνδέουν ηλεκτρόνια, αποδίδοντας από αυτή την άποψη σε ιόνταH + (εκ. Σειρά δραστηριότητας κατιόντων). Στην ηλεκτρόλυση υδατικών διαλυμάτων ενώσεων που περιέχουν αυτά τα κατιόντα, η λειτουργία ενός οξειδωτικού παράγοντα στην κάθοδο εκτελείται από ιόνταH + , κατά την επαναφορά σύμφωνα με το σχήμα:

2 H 2 Ο+ 2 μιà H 2 + 2OH -

2. Κατιόντα μετάλλων με θετικές τιμές τυπικών δυναμικών (Cu 2+ , Αγ + , hg 2+ κ.λπ.) έχουν μεγαλύτερη τάση να προσκολλούν ηλεκτρόνια παρά ιόντα. Κατά την ηλεκτρόλυση των υδατικών διαλυμάτων των αλάτων τους, αυτά τα κατιόντα εκπέμπουν τη λειτουργία ενός οξειδωτικού παράγοντα στην κάθοδο, ενώ ανάγονται σε μέταλλο σύμφωνα με το σχήμα, για παράδειγμα:

Cu 2+ +2 μιà Cu 0

3. Κατά την ηλεκτρόλυση υδατικών διαλυμάτων μεταλλικών αλάτωνZn, Fe, CD, Niκαι άλλοι, που καταλαμβάνουν μια μεσαία θέση μεταξύ των αναφερόμενων ομάδων στη σειρά τάσης, η διαδικασία μείωσης στην κάθοδο λαμβάνει χώρα σύμφωνα με τα δύο σχήματα. Η μάζα του απελευθερωμένου μετάλλου δεν αντιστοιχεί σε αυτές τις περιπτώσεις στην ποσότητα του ηλεκτρικού ρεύματος που ρέει, μέρος του οποίου δαπανάται για το σχηματισμό υδρογόνου.

4. Σε υδατικά διαλύματα ηλεκτρολυτών, μονοατομικών ανιόντων (Cl - , Br - , J - ), ανιόντα που περιέχουν οξυγόνο (ΟΧΙ 3 - , ΕΤΣΙ 4 2- , ΤΑΧΥΔΡΟΜΕΙΟ 4 3- και άλλα), καθώς και ιόντα υδροξυλίου του νερού. Από αυτά, τα ιόντα αλογονιδίου έχουν τις ισχυρότερες αναγωγικές ιδιότητες, με εξαίρεσηφά. ιόντωνΩκαταλαμβάνουν μια ενδιάμεση θέση μεταξύ αυτών και των πολυατομικών ανιόντων. Επομένως κατά την ηλεκτρόλυση υδατικών διαλυμάτωνHCl, HBr, HJή τα άλατά τους στην άνοδο, τα ιόντα αλογονιδίου οξειδώνονται σύμφωνα με το σχήμα:

2 Χ - -2 μιà Χ 2 0

Κατά την ηλεκτρόλυση υδατικών διαλυμάτων θειικών, νιτρικών, φωσφορικών κ.λπ. η λειτουργία του αναγωγικού παράγοντα εκτελείται από ιόντα, ενώ οξειδώνεται σύμφωνα με το σχήμα:

4 HOH – 4 μιà 2 H 2 Ο + Ο 2 + 4 H +

.

Καθήκοντα.

W ένα dacha 1. Κατά την ηλεκτρόλυση ενός διαλύματος θειικού χαλκού, 48 g χαλκού απελευθερώθηκαν στην κάθοδο. Βρείτε τον όγκο του αερίου που απελευθερώνεται στην άνοδο και τη μάζα του θειικού οξέος που σχηματίζεται στο διάλυμα.

Ο θειικός χαλκός στο διάλυμα δεν διαχωρίζει κανένα ιόνC 2+ καιμικρό0 4 2 ".

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

Ας γράψουμε τις εξισώσεις των διεργασιών που συμβαίνουν στην κάθοδο και την άνοδο. Τα κατιόντα Cu μειώνονται στην κάθοδο, η ηλεκτρόλυση του νερού συμβαίνει στην άνοδο:

Cu 2+ + 2e- \u003d Cu12

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

Γενική εξίσωση ηλεκτρόλυσης:

2Cu2+ + 2H2O = 2Cu + 4H+ + O2 (σύντομη ιοντική εξίσωση)

Προσθέστε και στις δύο πλευρές της εξίσωσης 2 θειικά ιόντα το καθένα, τα οποία σχηματίζονται κατά τη διάσταση του θειικού χαλκού, παίρνουμε την πλήρη ιοντική εξίσωση:

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

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

Το αέριο που απελευθερώνεται στην άνοδο είναι οξυγόνο. Στο διάλυμα σχηματίζεται θειικό οξύ.

Η μοριακή μάζα του χαλκού είναι 64 g / mol, υπολογίζουμε την ποσότητα της ουσίας χαλκού:

Σύμφωνα με την εξίσωση αντίδρασης, όταν απελευθερώνονται 2 mol χαλκού από την άνοδο, απελευθερώνεται 1 mol οξυγόνου. 0,75 mol χαλκού απελευθερώθηκε στην κάθοδο, έστω x mol οξυγόνου απελευθερώθηκε στην άνοδο. Ας κάνουμε μια αναλογία:

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

0,375 mol οξυγόνου απελευθερώθηκαν στην άνοδο,

v(O2) = 0,375 mol.

Υπολογίστε τον όγκο του απελευθερωμένου οξυγόνου:

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

Σύμφωνα με την εξίσωση αντίδρασης, όταν απελευθερώνονται 2 mol χαλκού στην κάθοδο, σχηματίζονται 2 mol θειικού οξέος στο διάλυμα, πράγμα που σημαίνει ότι εάν απελευθερωθούν 0,75 mol χαλκού στην κάθοδο, τότε σχηματίζονται 0,75 mol θειικού οξέος. στο διάλυμα, v (H2SO4) = 0,75 mol . Υπολογίστε τη μοριακή μάζα του θειικού οξέος:

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

Υπολογίστε τη μάζα του θειικού οξέος:

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

Απάντηση: 8,4 λίτρα οξυγόνου απελευθερώθηκαν στην άνοδο. Στο διάλυμα σχηματίστηκαν 73,5 g θειικού οξέος

Εργασία 2. Βρείτε τον όγκο των αερίων που απελευθερώνονται στην κάθοδο και την άνοδο κατά την ηλεκτρόλυση υδατικού διαλύματος που περιέχει 111,75 g χλωριούχου καλίου. Ποια ουσία σχηματίζεται σε διάλυμα; Βρείτε τη μάζα του.

Το χλωριούχο κάλιο στο διάλυμα διασπάται σε ιόντα K+ και Cl:

2KS1 \u003d K + + Cl

Τα ιόντα καλίου δεν ανάγεται στην κάθοδο, αντίθετα, τα μόρια του νερού μειώνονται. Τα ιόντα χλωρίου οξειδώνονται στην άνοδο και απελευθερώνεται χλώριο:

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

2SG-2e "= C12|1

Γενική εξίσωση ηλεκτρόλυσης:

2CHl + 2H2O \u003d H2 + 2OH "+ C12 (σύντομη ιοντική εξίσωση) Το διάλυμα περιέχει επίσης ιόντα K + που σχηματίζονται κατά τη διάσταση του χλωριούχου καλίου και δεν συμμετέχουν στην αντίδραση:

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

Ας ξαναγράψουμε την εξίσωση σε μοριακή μορφή:

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

Στην κάθοδο απελευθερώνεται υδρογόνο, στην άνοδο απελευθερώνεται χλώριο και σε διάλυμα σχηματίζεται υδροξείδιο του καλίου.

Το διάλυμα περιείχε 111,75 g χλωριούχου καλίου.

Υπολογίστε τη μοριακή μάζα του χλωριούχου καλίου:

Μ(KC1) = 39+35,5 = 74,5 g/mol

Υπολογίστε την ποσότητα της ουσίας χλωριούχου καλίου:

Σύμφωνα με την εξίσωση της αντίδρασης, η ηλεκτρόλυση 2 mol χλωριούχου καλίου απελευθερώνει 1 mol χλωρίου. Αφήστε την ηλεκτρόλυση 1,5 mol χλωριούχου καλίου να απελευθερώσει x mol χλωρίου. Ας κάνουμε μια αναλογία:

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

Θα απελευθερωθούν 0,75 mol χλωρίου, v (C! 2) \u003d 0,75 mol. Σύμφωνα με την εξίσωση της αντίδρασης, όταν απελευθερώνεται 1 mol χλωρίου στην άνοδο, απελευθερώνεται 1 mol υδρογόνου στην κάθοδο. Επομένως, εάν απελευθερωθούν 0,75 mol χλωρίου στην άνοδο, τότε απελευθερώνονται 0,75 mol υδρογόνου στην κάθοδο, v(H2) = 0,75 mol.

Ας υπολογίσουμε τον όγκο του χλωρίου που απελευθερώνεται στην άνοδο:

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

Ο όγκος του υδρογόνου είναι ίσος με τον όγκο του χλωρίου:

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

Σύμφωνα με την εξίσωση της αντίδρασης, κατά την ηλεκτρόλυση 2 mol χλωριούχου καλίου, σχηματίζονται 2 mol υδροξειδίου του καλίου, που σημαίνει ότι κατά την ηλεκτρόλυση 0,75 mol χλωριούχου καλίου, σχηματίζονται 0,75 mol υδροξειδίου του καλίου. Υπολογίστε τη μοριακή μάζα του υδροξειδίου του καλίου:

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

Υπολογίστε τη μάζα του υδροξειδίου του καλίου:

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

Απάντηση: 16,8 λίτρα υδρογόνου απελευθερώθηκαν στην κάθοδο, 16,8 λίτρα χλωρίου απελευθερώθηκαν στην άνοδο και 42 g υδροξειδίου του καλίου σχηματίστηκαν στο διάλυμα.

Εργασία 3. Κατά την ηλεκτρόλυση διαλύματος 19 g δισθενούς χλωριούχου μετάλλου στην άνοδο, απελευθερώθηκαν 8,96 λίτρα χλωρίου. Προσδιορίστε ποιο χλωριούχο μέταλλο υποβλήθηκε σε ηλεκτρόλυση. Υπολογίστε τον όγκο του υδρογόνου που απελευθερώνεται στην κάθοδο.

Συμβολίζουμε το άγνωστο μέταλλο Μ, ο τύπος του χλωριούχου του είναι MC12. Στην άνοδο, τα ιόντα χλωρίου οξειδώνονται και απελευθερώνεται χλώριο. Η συνθήκη λέει ότι το υδρογόνο απελευθερώνεται στην κάθοδο, επομένως, τα μόρια του νερού μειώνονται:

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

2Cl -2e "= C12! 1

Γενική εξίσωση ηλεκτρόλυσης:

2Cl + 2H2O \u003d H2 + 2OH "+ C12 (σύντομη ιοντική εξίσωση)

Το διάλυμα περιέχει επίσης ιόντα Μ2+, τα οποία δεν μεταβάλλονται κατά την αντίδραση. Γράφουμε την πλήρη εξίσωση ιοντικής αντίδρασης:

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

Ας ξαναγράψουμε την εξίσωση αντίδρασης σε μοριακή μορφή:

MS12 + 2H2O - H2 + M(OH)2 + C12

Βρείτε την ποσότητα χλωρίου που απελευθερώνεται στην άνοδο:

Σύμφωνα με την εξίσωση της αντίδρασης, κατά την ηλεκτρόλυση 1 mol χλωρίου άγνωστου μετάλλου, απελευθερώνεται 1 mol χλωρίου. Εάν απελευθερώνονταν 0,4 mol χλωρίου, τότε 0,4 mol χλωριούχου μετάλλου υποβλήθηκαν σε ηλεκτρόλυση. Υπολογίστε τη μοριακή μάζα του χλωριούχου μετάλλου:

Η μοριακή μάζα χλωρίου ενός άγνωστου μετάλλου είναι 95 g/mol. Υπάρχουν 35,5"2 = 71 g/mol ανά δύο άτομα χλωρίου. Επομένως, η μοριακή μάζα του μετάλλου είναι 95-71 = 24 g/mol. Το μαγνήσιο αντιστοιχεί σε αυτή τη μοριακή μάζα.

Σύμφωνα με την εξίσωση αντίδρασης, για 1 mole χλωρίου που απελευθερώνεται στην άνοδο, υπάρχει 1 mole υδρογόνου που απελευθερώνεται στην κάθοδο. Στην περίπτωσή μας, απελευθερώθηκαν 0,4 mol χλωρίου στην άνοδο, που σημαίνει ότι απελευθερώθηκαν 0,4 mol υδρογόνου στην κάθοδο. Υπολογίστε τον όγκο του υδρογόνου:

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

Απάντηση:υποβάλλεται σε διάλυμα ηλεκτρόλυσης χλωριούχου μαγνησίου. Στην κάθοδο απελευθερώθηκαν 8,96 λίτρα υδρογόνου.

*Πρόβλημα 4. Κατά την ηλεκτρόλυση 200 g διαλύματος θειικού καλίου συγκέντρωσης 15%, απελευθερώθηκαν στην άνοδο 14,56 λίτρα οξυγόνου. Υπολογίστε τη συγκέντρωση του διαλύματος στο τέλος της ηλεκτρόλυσης.

Σε ένα διάλυμα θειικού καλίου, τα μόρια του νερού αντιδρούν τόσο στην κάθοδο όσο και στην άνοδο:

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

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

Ας βάλουμε και τις δύο εξισώσεις μαζί:

6H2O \u003d 2H2 + 4OH "+ 4H + + O2, ή

6H2O \u003d 2H2 + 4H2O + O2, ή

2H2O = 2H2 + 02

Μάλιστα κατά την ηλεκτρόλυση διαλύματος θειικού καλίου γίνεται η ηλεκτρόλυση του νερού.

Η συγκέντρωση μιας διαλυμένης ουσίας σε ένα διάλυμα προσδιορίζεται από τον τύπο:

C=m(διαλυμένη ουσία) 100% / m(διάλυμα)

Για να βρεθεί η συγκέντρωση του διαλύματος θειικού καλίου στο τέλος της ηλεκτρόλυσης, είναι απαραίτητο να γνωρίζουμε τη μάζα του θειικού καλίου και τη μάζα του διαλύματος. Η μάζα του θειικού καλίου δεν αλλάζει κατά τη διάρκεια της αντίδρασης. Υπολογίστε τη μάζα του θειικού καλίου στο αρχικό διάλυμα. Ας συμβολίσουμε τη συγκέντρωση του αρχικού διαλύματος ως C

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

Η μάζα του διαλύματος αλλάζει κατά την ηλεκτρόλυση, καθώς μέρος του νερού μετατρέπεται σε υδρογόνο και οξυγόνο. Υπολογίστε την ποσότητα του απελευθερωμένου οξυγόνου:

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

Σύμφωνα με την εξίσωση της αντίδρασης, 1 mole οξυγόνου σχηματίζεται από 2 mole νερού. Ας απελευθερωθούν 0,65 mol οξυγόνου κατά την αποσύνθεση x mol νερού. Ας κάνουμε μια αναλογία:

1,3 mol νερού αποσυντεθειμένο, v(H2O) = 1,3 mol.

Υπολογίστε τη μοριακή μάζα του νερού:

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

Υπολογίστε τη μάζα του αποσυντιθέμενου νερού:

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

Η μάζα του διαλύματος θειικού καλίου μειώθηκε κατά 23,4 g και έγινε ίση με 200-23,4 = 176,6 g. Ας υπολογίσουμε τώρα τη συγκέντρωση του διαλύματος θειικού καλίου στο τέλος της ηλεκτρόλυσης:

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

Απάντηση:η συγκέντρωση του διαλύματος στο τέλος της ηλεκτρόλυσης είναι 17%.

* 3 πρόβλημα 5. 188,3 g ενός μίγματος χλωριούχων νατρίου και καλίου διαλύθηκαν σε νερό και ηλεκτρικό ρεύμα διήλθε μέσω του προκύπτοντος διαλύματος. Κατά την ηλεκτρόλυση, απελευθερώθηκαν 33,6 λίτρα υδρογόνου στην κάθοδο. Υπολογίστε τη σύνθεση του μείγματος σε ποσοστό κατά βάρος.

Μετά τη διάλυση ενός μείγματος χλωριούχου καλίου και νατρίου σε νερό, το διάλυμα περιέχει ιόντα K+, Na+ και Cl-. Ούτε ιόντα καλίου ούτε ιόντα νατρίου ανάγεται στην κάθοδο, τα μόρια του νερού μειώνονται. Τα ιόντα χλωρίου οξειδώνονται στην άνοδο και απελευθερώνεται χλώριο:

Ας ξαναγράψουμε τις εξισώσεις σε μοριακή μορφή:

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

2NaCl + 2H2O = H2 + C12 + 2NaOH

Ας υποδηλώσουμε την ποσότητα της ουσίας χλωριούχου καλίου που περιέχεται στο μείγμα, x mol, και την ποσότητα της ουσίας χλωριούχου νατρίου, y mol. Σύμφωνα με την εξίσωση της αντίδρασης, κατά την ηλεκτρόλυση 2 mol χλωριούχου νατρίου ή καλίου, απελευθερώνεται 1 mol υδρογόνου. Επομένως, κατά την ηλεκτρόλυση x mol χλωριούχου καλίου, σχηματίζεται x / 2 ή 0,5 x mol υδρογόνου και κατά την ηλεκτρόλυση, y mol χλωριούχου νατρίου είναι 0,5 y mol υδρογόνου. Βρείτε την ποσότητα της ουσίας υδρογόνου που απελευθερώνεται κατά την ηλεκτρόλυση του μείγματος:

Ας κάνουμε την εξίσωση: 0,5x + 0,5y \u003d 1,5

Υπολογίστε τις μοριακές μάζες των χλωριούχων καλίου και νατρίου:

Μ(KC1) = 39+35,5 = 74,5 g/mol

Μ(NaCl) = 23+35,5 = 58,5 g/mol

Η μάζα x mole χλωριούχου καλίου είναι:

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

Η μάζα ενός mol χλωριούχου νατρίου είναι:

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

Η μάζα του μείγματος είναι 188,3 g, κάνουμε τη δεύτερη εξίσωση:

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

Λύνουμε λοιπόν ένα σύστημα δύο εξισώσεων με δύο αγνώστους:

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

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

Από την πρώτη εξίσωση, εκφράζουμε το x:

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

x = 3-y

Αντικαθιστώντας αυτή την τιμή του x στη δεύτερη εξίσωση, παίρνουμε:

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

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

-16y = -35,2

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

Υπολογίστε το κλάσμα μάζας του χλωριούχου νατρίου:

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

Απάντηση:το μείγμα περιέχει 31,65% χλωριούχο κάλιο και 68,35% χλωριούχο νάτριο.

Η ηλεκτρόλυση είναι μια αντίδραση οξειδοαναγωγής που λαμβάνει χώρα στα ηλεκτρόδια εάν ένα σταθερό ηλεκτρικό ρεύμα περάσει μέσα από το τήγμα ή το διάλυμα ηλεκτρολύτη.

Η κάθοδος είναι ένας αναγωγικός παράγοντας που δίνει ηλεκτρόνια σε κατιόντα.

Η άνοδος είναι ένα οξειδωτικό που δέχεται ηλεκτρόνια από ανιόντα.

Σειρά δραστηριότητας κατιόντων:	Na + , Mg 2+ , Al 3+ , Zn 2+ , Ni 2+ , Sn 2+ , Pb 2+ , Η+ , Cu 2+ , Ag + _____________________________→ Ενίσχυση της οξειδωτικής δύναμης
Σειρά δραστηριοτήτων ανιόντων:	I - , Br - , Cl - , OH - , NO 3 - , CO 3 2- , SO 4 2- ←__________________________________ Αύξηση της ικανότητας ανάκτησης

Διεργασίες που συμβαίνουν στα ηλεκτρόδια κατά την ηλεκτρόλυση τήγματος

(δεν εξαρτώνται από το υλικό των ηλεκτροδίων και τη φύση των ιόντων).

1. Τα ανιόντα εκκενώνονται στην άνοδο (Είμαι - ; ω-

A m - - m ē → A °; 4 OH - - 4ē → O 2 + 2 H 2 O (διεργασίες οξείδωσης).

2. Τα κατιόντα εκκενώνονται στην κάθοδο ( Me n + , H + ), μετατρέπονται σε ουδέτερα άτομα ή μόρια:

Me n + + n ē → Me ° ; 2 H + + 2ē → H 2 0 (διαδικασίες ανάκτησης).

Διεργασίες που συμβαίνουν στα ηλεκτρόδια κατά την ηλεκτρόλυση των διαλυμάτων

ΚΑΘΟΔΟΣ (-) Μην εξαρτάστε από το υλικό της καθόδου. εξαρτώνται από τη θέση του μετάλλου σε μια σειρά τάσεων	ANOD (+) Εξαρτάται από το υλικό της ανόδου και τη φύση των ανιόντων.
	Η άνοδος είναι αδιάλυτη (αδρανής), δηλ. κατασκευασμένα από άνθρακας, γραφίτης, πλατίνα, χρυσός.	Η άνοδος είναι διαλυτή (ενεργή), δηλ. κατασκευασμένα απόCu, Αγ, Zn, Ni, Feκαι άλλα μέταλλα (εκτόςPt, Au)
1. Πρώτα απ 'όλα, τα μεταλλικά κατιόντα αποκαθίστανται, στέκονται σε μια σειρά από τάσεις μετάH 2 : Me n+ +nē → Me°	1. Πρώτα απ 'όλα, οξειδώνονται ανιόντα οξέων χωρίς οξυγόνο (εκτόςφά - ): A m- - mē → A°	Τα ανιόντα δεν οξειδώνονται. Τα άτομα μετάλλου ανόδου οξειδώνονται: Me° - nē → Me n+ Κατιόντα Me n + μπείτε σε λύση. Η μάζα της ανόδου μειώνεται.
2. Κατιόντα μετάλλων μέσης δραστικότητας, που στέκονται μεταξύ τουςΟ Αλ και H 2 , αποκαθίστανται ταυτόχρονα με νερό: Me n+ + nē →Me° 2H 2 O + 2ē → H 2 + 2OH -	2. Ανιόντα οξοοξέων (ΕΤΣΙ 4 2- , CO 3 2- ,..) και φά - μην οξειδώνονται, τα μόρια οξειδώνονταιH 2 Ο : 2H 2 O - 4ē → O 2 + 4H +
3.Κατιόντα ενεργών μετάλλων απόLi πριν Ο Αλ (συμπεριλαμβανομένου) δεν αποκαθίστανται, αλλά τα μόρια αποκαθίστανταιH 2 Ο : 2 H 2 O + 2ē → H 2 + 2OH -	3. Κατά την ηλεκτρόλυση των αλκαλικών διαλυμάτων οξειδώνονται ιόνταω- : 4OH - - 4ē → O 2 +2H 2 O
4. Κατά την ηλεκτρόλυση των όξινων διαλυμάτων, τα κατιόντα ανάγονται H+: 2H + + 2ē → H 2 0

ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΣΗ ΛΙΩΜΑΤΩΝ

Ασκηση 1. Κάντε ένα διάγραμμα της ηλεκτρόλυσης του τήγματος βρωμιούχου νατρίου. (Αλγόριθμος 1.)

Αλληλουχία	Ανάληψη δράσεων
	NaBr → Na + + Br -
	K - (κάθοδος): Na +, A + (άνοδος): Br -
	K + : Na + + 1ē → Na 0 (ανάκτηση), A +: 2 Br - - 2ē → Br 2 0 (οξείδωση).
	2NaBr \u003d 2Na +Br 2

Εργασία 2. Κάντε ένα διάγραμμα της ηλεκτρόλυσης του τήγματος υδροξειδίου του νατρίου. (Αλγόριθμος 2.)

Αλληλουχία	Ανάληψη δράσεων
	NaOH → Na + + OH -
2. Δείξτε την κίνηση των ιόντων στα αντίστοιχα ηλεκτρόδια	K - (κάθοδος): Na +, A + (άνοδος): OH -.
3. Σχεδιάστε σχήματα διεργασιών οξείδωσης και αναγωγής	K - : Na + + 1ē → Na 0 (ανάκτηση), A +: 4 OH - - 4ē → 2 H 2 O + O 2 (οξείδωση).
4. Να γίνει μια εξίσωση για την ηλεκτρόλυση ενός τήγματος αλκαλίων	4NaOH \u003d 4Na + 2H 2 O + O 2

Εργασία 3.Κάντε ένα διάγραμμα της ηλεκτρόλυσης ενός τήγματος θειικού νατρίου. (Αλγόριθμος 3.)

Αλληλουχία	Ανάληψη δράσεων
1. Να συνθέσετε την εξίσωση διάστασης αλάτων	Na 2 SO 4 → 2Na + + SO 4 2-
2. Δείξτε την κίνηση των ιόντων στα αντίστοιχα ηλεκτρόδια	Κ - (κάθοδος): Na + A + (άνοδος): SO 4 2-
	K -: Na + + 1ē → Na 0, A +: 2SO 4 2- - 4ē → 2SO 3 + O 2
4. Να γίνει μια εξίσωση για την ηλεκτρόλυση του τηγμένου αλατιού	2Na 2 SO 4 \u003d 4Na + 2SO 3 + O 2

ΛΥΜΑ ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΣΗ

Ασκηση 1.Σχεδιάστε ένα σχήμα για την ηλεκτρόλυση υδατικού διαλύματος χλωριούχου νατρίου χρησιμοποιώντας αδρανή ηλεκτρόδια. (Αλγόριθμος 1.)

Αλληλουχία	Ανάληψη δράσεων
1. Να συνθέσετε την εξίσωση διάστασης αλάτων	NaCl → Na + + Cl -
	Τα ιόντα νατρίου στο διάλυμα δεν αποκαθίστανται, επομένως το νερό αποκαθίσταται. Τα ιόντα χλωρίου οξειδώνονται.
3. Να συντάξετε διαγράμματα των διεργασιών αναγωγής και οξείδωσης	K -: 2H 2 O + 2ē → H 2 + 2OH - A +: 2Cl - - 2ē → Cl 2
	2NaCl + 2H 2 O \u003d H 2 + Cl 2 + 2NaOH

Εργασία 2.Σχεδιάστε ένα σχήμα για την ηλεκτρόλυση υδατικού διαλύματος θειικού χαλκού ( II ) με χρήση αδρανών ηλεκτροδίων. (Αλγόριθμος 2.)

Αλληλουχία	Ανάληψη δράσεων
1. Να συνθέσετε την εξίσωση διάστασης αλάτων	CuSO 4 → Cu 2+ + SO 4 2-
2. Επιλέξτε τα ιόντα που θα εκφορτιστούν στα ηλεκτρόδια	Τα ιόντα χαλκού ανάγεται στην κάθοδο. Στην άνοδο σε ένα υδατικό διάλυμα, τα θειικά ιόντα δεν οξειδώνονται, επομένως το νερό οξειδώνεται.
3. Να συντάξετε διαγράμματα των διεργασιών αναγωγής και οξείδωσης	K - : Cu 2+ + 2ē → Cu 0 A + : 2H 2 O - 4ē → O 2 +4H +
4. Να γίνει εξίσωση για την ηλεκτρόλυση ενός υδατικού διαλύματος άλατος	2CuSO 4 + 2H 2 O \u003d 2Cu + O 2 + 2H 2 SO 4

Εργασία 3.Σχεδιάστε ένα σχήμα για την ηλεκτρόλυση υδατικού διαλύματος υδατικού διαλύματος υδροξειδίου του νατρίου χρησιμοποιώντας αδρανή ηλεκτρόδια. (Αλγόριθμος 3.)

Αλληλουχία	Ανάληψη δράσεων
1. Να γίνει μια εξίσωση για τη διάσταση των αλκαλίων	NaOH → Na + + OH -
2. Επιλέξτε τα ιόντα που θα εκφορτιστούν στα ηλεκτρόδια	Τα ιόντα νατρίου δεν μπορούν να αναχθούν, επομένως το νερό μειώνεται στην κάθοδο. Τα ιόντα υδροξειδίου οξειδώνονται στην άνοδο.
3. Να συντάξετε διαγράμματα των διεργασιών αναγωγής και οξείδωσης	K -: 2 H 2 O + 2ē → H 2 + 2 OH - A +: 4 OH - - 4ē → 2 H 2 O + O 2
4. Να γίνει εξίσωση για την ηλεκτρόλυση υδατικού διαλύματος αλκαλίου	2 H 2 O \u003d 2 H 2 + O 2 , δηλ. Η ηλεκτρόλυση ενός υδατικού διαλύματος αλκαλίου ανάγεται σε ηλεκτρόλυση νερού.

Θυμάμαι.Στην ηλεκτρόλυση οξέων που περιέχουν οξυγόνο (H 2 SO 4 κ.λπ.), βάσεις (NaOH, Ca (OH) 2 κ.λπ.) , άλατα ενεργών μετάλλων και οξέα που περιέχουν οξυγόνο(K 2 SO 4 κ.λπ.) ηλεκτρόλυση του νερού συμβαίνει στα ηλεκτρόδια: 2 H 2 O \u003d 2 H 2 + O 2

Εργασία 4.Σχεδιάστε ένα σχήμα για την ηλεκτρόλυση ενός υδατικού διαλύματος νιτρικού αργύρου χρησιμοποιώντας μια άνοδο από άργυρο, δηλ. η άνοδος είναι διαλυτή. (Αλγόριθμος 4.)

Αλληλουχία	Ανάληψη δράσεων
1. Να συνθέσετε την εξίσωση διάστασης αλάτων	AgNO 3 → Ag + + NO 3 -
2. Επιλέξτε τα ιόντα που θα εκφορτιστούν στα ηλεκτρόδια	Τα ιόντα αργύρου μειώνονται στην κάθοδο και η άνοδος αργύρου διαλύεται.
3. Να συντάξετε διαγράμματα των διεργασιών αναγωγής και οξείδωσης	Κ-: Ag + + 1ē→ Ag 0 ; A+: Ag 0 - 1ē→ Ag +
4. Να γίνει εξίσωση για την ηλεκτρόλυση ενός υδατικού διαλύματος άλατος	Ag + + Ag 0 = Ag 0 + Ag + Η ηλεκτρόλυση ανάγεται στη μεταφορά αργύρου από την άνοδο στην κάθοδο.

Ενότητα 2. Βασικές διεργασίες χημείας και ιδιότητες ουσιών

Εργαστήριο #7

Θέμα: Ηλεκτρόλυση υδατικών διαλυμάτων αλάτων

με ηλεκτρόλυσηονομάζεται διεργασία οξειδοαναγωγής που συμβαίνει στα ηλεκτρόδια όταν ένα ηλεκτρικό ρεύμα διέρχεται από ένα διάλυμα ή ένα τήγμα ηλεκτρολύτη.

Όταν ένα σταθερό ηλεκτρικό ρεύμα διέρχεται από ένα διάλυμα ηλεκτρολύτη ή τήγμα, τα κατιόντα κινούνται προς την κάθοδο και τα ανιόντα κινούνται προς την άνοδο. Οι διεργασίες οξείδωσης-αναγωγής λαμβάνουν χώρα στα ηλεκτρόδια. Η κάθοδος είναι αναγωγικός παράγοντας, αφού δωρίζει ηλεκτρόνια σε κατιόντα, και η άνοδος είναι οξειδωτικός παράγοντας, αφού δέχεται ηλεκτρόνια από ανιόντα. Οι αντιδράσεις που συμβαίνουν στα ηλεκτρόδια εξαρτώνται από τη σύνθεση του ηλεκτρολύτη, τη φύση του διαλύτη, το υλικό των ηλεκτροδίων και τον τρόπο λειτουργίας του στοιχείου.

Χημεία της διαδικασίας ηλεκτρόλυσης τήγματος χλωριούχου ασβεστίου:

CaCl 2 ↔ Ca 2+ + 2Cl -

στην κάθοδο Ca 2+ + 2e → Ca °

στην άνοδο 2Cl - - 2e → 2C1 ° → C1 2

Η ηλεκτρόλυση ενός διαλύματος θειικού καλίου σε μια αδιάλυτη άνοδο μοιάζει σχηματικά ως εξής:

K 2 SO 4 ↔ 2K + + SO 4 2 -

H 2 O ↔ H + + OH -

στην κάθοδο 2Н + + 2е→2Н°→ Н 2 2

στην άνοδο 4OH - 4e → O 2 + 4H + 1

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

Σκοπός:εξοικείωση με την ηλεκτρόλυση διαλυμάτων αλάτων.

Συσκευές και εξοπλισμός:ανορθωτής ηλεκτρικού ρεύματος, ηλεκτρολύτης, ηλεκτρόδια άνθρακα, γυαλόχαρτο, κύπελλα, ροδέλα.

Ρύζι. 1. Συσκευή για διεξαγωγή

ηλεκτρόλυση

1 - ηλεκτρολύτης.

2 - ηλεκτρόδια.

3-αγώγιμα σύρματα. Πηγή DC.

Αντιδραστήρια και διαλύματα:Διαλύματα 5% χλωριούχου χαλκού СuС1 2, ιωδιούχου καλίου KI , όξινο θειικό κάλιο KHSO 4 , θειικό νάτριο Na 2 SO 4 , θειικός χαλκός CuSO 4 , θειικός ψευδάργυρος ZnSO 4 , διάλυμα υδροξειδίου του νατρίου 20%, πλάκες χαλκού και νικελίου, διάλυμα φαινολοφθαλεΐνης, νιτρικό οξύ (συμπυκν.) 1% άμυλο HNO3 διάλυμα , ουδέτερο χαρτί λακκούβας, διάλυμα θειικού οξέος 10% H 2 SO 4 .

Εμπειρία 1. Ηλεκτρόλυση χλωριούχου χαλκού με αδιάλυτα ηλεκτρόδια

Γεμίστε τον ηλεκτρολύτη μέχρι το ήμισυ του όγκου με διάλυμα χλωριούχου χαλκού 5%. Χαμηλώστε τη ράβδο γραφίτη και στα δύο γόνατα του ηλεκτρολύτη, στερεώστε τα χαλαρά στα τμήματα και στον ελαστικό σωλήνα. Συνδέστε τα άκρα των ηλεκτροδίων με αγωγούς σε πηγές συνεχούς ρεύματος. Εάν υπάρχει μια ελαφριά μυρωδιά χλωρίου, αποσυνδέστε αμέσως τη συσκευή ηλεκτρολύτη από την πηγή ρεύματος. Τι συμβαίνει στην κάθοδο; Να κάνετε εξισώσεις των αντιδράσεων ηλεκτροδίων.

Εμπειρία 2. Ηλεκτρόλυση ιωδιούχου καλίου με αδιάλυτα ηλεκτρόδια

Γεμίστε το ηλεκτρολυτικό στοιχείο με διάλυμα ιωδιούχου καλίου 5%, . προσθέστε 2 σταγόνες φαινολοφθαλεΐνη σε κάθε γόνατο. Επικόλληση σεκάθε γόνατο των ηλεκτροδίων γραφίτη του ηλεκτρολύτη και συνδέστε τα σε μια πηγή συνεχούς ρεύματος.

Σε ποιο γόνατο και γιατί το διάλυμα πήρε χρώμα; Προσθέστε 1 σταγόνα πάστας αμύλου σε κάθε γόνατο. Πού και γιατί απελευθερώνεται το ιώδιο; Να κάνετε εξισώσεις των αντιδράσεων ηλεκτροδίων. Τι σχηματίζεται στον χώρο της καθόδου;

Εμπειρία 3. Ηλεκτρόλυση θειικού νατρίου με αδιάλυτα ηλεκτρόδια

Γεμίστε το ήμισυ του όγκου του ηλεκτρολύτη με διάλυμα θειικού νατρίου 5% και προσθέστε 2 σταγόνες μεθυλ πορτοκάλι ή λακκούβα σε κάθε γόνατο. Τοποθετήστε ηλεκτρόδια και στα δύο γόνατα και συνδέστε τα σε μια πηγή συνεχούς ρεύματος. Γράψτε τις παρατηρήσεις σας. Γιατί τα διαλύματα ηλεκτρολυτών έπαιρναν διαφορετικά χρώματα σε διαφορετικά ηλεκτρόδια; Να κάνετε εξισώσεις των αντιδράσεων ηλεκτροδίων. Ποια αέρια και γιατί απελευθερώνονται στα ηλεκτρόδια; Ποια είναι η ουσία της διαδικασίας ηλεκτρόλυσης ενός υδατικού διαλύματος θειικού νατρίου