Elektrolizė – elektrolito (druskų, rūgščių, šarmų tirpalo) skaidymas elektros srove.

Elektrolizė gali būti atliekama tik naudojant nuolatinę srovę. Elektrolizės metu prie neigiamo elektrodo (katodo) išsiskiria druskoje esantis vandenilis arba metalas. Jei teigiamas elektrodas (anodas) pagamintas iš metalo (dažniausiai toks pat kaip ir druskoje), tai teigiamas elektrodas ištirpsta elektrolizės metu. Jei anodas yra netirpus (pavyzdžiui, anglis), elektrolizės metu metalo kiekis elektrolite mažėja.

Elektrolizės metu ant katodo išsiskiriančios medžiagos kiekis yra proporcingas elektros kiekiui, tekančiam per elektrolitą.

Medžiagos kiekis, kurį išskiria vienas elektros kulonas, vadinamas elektrocheminiu ekvivalentu A, todėl G=A Q; G = A I t,

čia G yra išsiskyrusios medžiagos kiekis; Q – elektros energijos kiekis; I – elektros srovė; t – laikas.

Kiekvienas metalas turi savo elektrocheminį ekvivalentą A.

Skaičiavimo pavyzdžiai

1. Kiek vario išsiskirs iš vario sulfatas(CuSO4) (1 pav.) esant srovei I=10 A 30 min. Elektrocheminis vario ekvivalentas A=0,329 mg/A sek.

Ryžiai. 1. Schema pvz 1

G = A I t = 0,329 10 30 60 = 5922 mg = 5,922 g.

Ant katodo pakabintas objektas išskirs 5,9 g gryno vario.

2. Elektrolitinio vario dengimo leistinas srovės tankis = 0,4 A/dm2. Katodo plotas, kuris turi būti padengtas variu, yra S=2,5 dm2. Kokios srovės reikia elektrolizei ir kiek vario išsiskirs prie katodo per 1 valandą (2 pav.).

Ryžiai. 2 . Schema pvz 2

I = S = 0,4-2,5 = 1 A; G=A Q=A I t=0,329 1 60 60=1184,4 mg.

3. Oksiduotas vanduo (pavyzdžiui, silpnas sieros rūgšties H2SO4 tirpalas) elektrolizės metu skyla į vandenilį ir deguonį. Elektrodai gali būti anglies, alavo, vario ir tt, tačiau geriausiai tinka platina. Kiek deguonies išsiskirs prie anodo ir kiek vandenilio prie katodo per 1/4 valandos, esant 1,5 A srovei. 1 A sek. elektros energijos kiekis išskiria 0,058 cm3 deguonies ir 0,116 cm3 vandenilio ( 3 pav.).

Ryžiai. 3 . Schema, pavyzdžiui, 3

Ga=A I t=0,058 Prie katodo išsiskirs 1,5 15 60=78,3 cm3 deguonies.

Gк=A I t=0,1162 Prie anodo išsiskirs 1,5 15 60=156,8 cm3 vandenilio.

Tokios proporcijos vandenilio ir deguonies mišinys vadinamas detonuojančiomis dujomis, kurios užsidegusios sprogsta ir susidaro vanduo.

4. Deguonis ir vandenilis laboratoriniams eksperimentams gaunami naudojant (oksiduotą sieros rūgštį) (4 pav.). Platininiai elektrodai yra lituojami į stiklą. Naudodami varžą nustatome srovę I = 0,5 A. (Kaip srovės šaltinis naudojama trijų sausų elementų baterija po 1,9 V.) Kiek vandenilio ir deguonies išsiskirs per 30 minučių.

Ryžiai. 4. 4 pavyzdys

Dešiniajame inde išsiskirs Gк=А I t=0,1162 0,5 30 60=104,58 cm3 vandenilio.

Ga=A l t=0,058 0,5 30 60=52,2 cm3 deguonies išsiskirs kairiajame inde (dujos stumia vandenį į vidurinį indą).

5. Konverterio blokas (variklis-generatorius) tiekia srovę elektrolitiniam (grynajam) variui gaminti. Per 8 valandas reikia gauti 20 kg vario. Kokią srovę turi teikti generatorius Vario elektrocheminis ekvivalentas lygus A=0,329 mg/A sek.

Kadangi G=A I t, tai I=G/(A t)=20000000/(0,329 8 3600)=20000000/9475,2=2110,7 A.

6. Būtina chromuoti 200 žibintų, kurių kiekvienam reikia 3 g chromo. Kokios srovės reikia, kad šis darbas būtų atliktas per 10 valandų (elektrocheminis chromo A ekvivalentas = 0,18 mg/A sek).

I=G/(A t)=(200 3 1000)/(0,18 10 3600)=92,6 A.

7. Aliuminis gaunamas elektrolizės būdu iš kaolino molio ir kriolito tirpalo voniose, kai vonios darbinė įtampa 7 V ir srovė 5000 A. Anodai pagaminti iš anglies, o vonia iš plieno su anglies blokeliais ( 5 pav.).

Ryžiai. 5. Pav. 5 pav

Aliuminio gamybos vonios jungiamos nuosekliai, kad padidėtų darbinė įtampa (pavyzdžiui, 40 vonių). Norint pagaminti 1 kg aliuminio, reikia maždaug 0,7 kg anglies anodų ir 25–30 kWh elektros energijos. Pagal pateiktus duomenis nustatykite generatoriaus galią, elektros sąnaudas 10 darbo valandų ir gauto aliuminio svorį.

Generatoriaus galia dirbant 40 vonių P=U I=40 7 5000=1400000 W =1400 kW.

Elektros energija sunaudota per 10 val., A=P t=1400 kW 10 val.=14000 kWh.

Pagaminto aliuminio kiekis G=14000: 25=560 kg.

Remiantis teoriniu elektrocheminiu ekvivalentu, pagaminto aliuminio kiekis turėtų būti lygus:

GT=A I t=0,093 5000 40 10 3600=0,093 7200000000 mg=669,6 kg.

Koeficientas naudingas veiksmas elektrolitinis įrengimas lygus: efektyvumas = G/Gt = 560/669,6 = 0,83 = 83%.

Redokso reakcijų rinkinys, vykstantis ant elektrodų tirpaluose arba elektrolitų lydosi, kai jie praeina elektros srovė vadinama elektrolize.

Srovės šaltinio katode vyksta elektronų perkėlimas į katijonus iš tirpalo ar lydalo, todėl katodas yra „reduktorius“.

Anode elektronus atiduoda anijonai, todėl anodas yra „oksidatorius“.

Elektrolizės metu konkuruojantys procesai gali vykti tiek anode, tiek katode.

Kai elektrolizė atliekama naudojant inertinį (nesunaudojamą) anodą (pavyzdžiui, grafitą arba platiną), paprastai du oksiduojančius ir du atkūrimo procesas: prie anodo - anijonų ir hidroksido jonų oksidacija, prie katodo - katijonų ir vandenilio jonų redukcija.

Kai elektrolizė atliekama naudojant aktyvųjį (sunaudojamą) anodą, procesas tampa sudėtingesnis ir konkuruojančios reakcijos ant elektrodų yra šios:

prie anodo - anijonų ir hidroksido jonų oksidacija, anodinis metalo - anodo medžiagos tirpimas; prie katodo - druskos katijono ir vandenilio jonų redukcija,

metalo katijonų, gautų ištirpinant anodą, redukcija.

Renkantis labiausiai tikėtiną procesą prie anodo ir katodo, reikia vadovautis tuo, kad vyks mažiausiai energijos reikalaujanti reakcija. Be to, norint pasirinkti labiausiai tikėtiną procesą prie anodo ir katodo druskos tirpalų elektrolizės metu inertiniu elektrodu, naudojamos šios taisyklės.

1. Prie anodo gali susidaryti šie produktai: a) elektrolizės metu tirpalams, turintiems anijonų, taip pat šarminiams tirpalams, išsiskiria deguonis; b) anijonų oksidacijos metu išsiskiria atitinkamai chloras, bromas ir jodas; c) anijonų oksidacijos metu organinės rūgštys procesas vyksta:

2. Elektrolizės metu druskos tirpalams, kuriuose yra jonų, esančių įtampos eilėje į kairę, katode išsiskiria vandenilis; jei jonas yra įtampos serijoje į dešinę nuo vandenilio, tada ant katodo nusėda metalas.

3. Elektrolizuojant druskų tirpalus, kuriuose yra jonų, esančių tam tikroje įtampoje, katode gali vykti konkuruojantys katijonų redukcijos ir vandenilio išsiskyrimo procesai.

Panagrinėkime, kaip pavyzdį, vandeninio vario chlorido tirpalo elektrolizę ant inertinių elektrodų. Tirpale yra jonų, kurie, veikiami elektros srovės, nukreipiami į atitinkamus elektrodus:

Ant katodo išsiskiria metalinis varis, o ant anodo – chloro dujos.

Jei nagrinėjamame tirpalo elektrolizės pavyzdyje anodu imame vario plokštę, tai varis išsiskiria katode, o anode, kuriame vyksta oksidacijos procesai, vietoj jonų iškrovimo ir chloro, anodo oksidacija ( vario) atsiranda. Tokiu atveju pats anodas ištirpsta, o jonų pavidalu patenka į tirpalą. Elektrolizė su tirpiu anodu gali būti parašyta taip:

Taigi druskų tirpalų elektrolizė su tirpiu anodu sumažinama iki anodo medžiagos oksidacijos (jo ištirpimo) ir lydima metalo pernešimo iš anodo į katodą. Ši savybė plačiai naudojama rafinuojant (valant) metalus nuo teršalų.

Norint gauti labai aktyvius metalus (natris, aliuminis, magnis, kalcis ir kt.), kurie lengvai sąveikauja su vandeniu, naudojama išlydytų druskų arba oksidų elektrolizė:

Jei praleidžiate elektros srovę vandeninis tirpalas druskos aktyvus metalas ir deguonies turinčios rūgšties, tuomet nei metalo katijonai, nei rūgšties liekanos jonai neišsikrauna. Ant katodo išsiskiria vandenilis, o anode – deguonis, o elektrolizė redukuojama iki elektrolitinio vandens skaidymo.

Galiausiai atkreipkime dėmesį, kad elektrolitų tirpalų elektrolizė yra energetiškai palankesnė nei lydalo, nes elektrolitai - druskos ir šarmai - tirpsta labai aukštoje temperatūroje. aukšta temperatūra.

Medžiagos, susidarančios veikiant elektros srovei, kiekio priklausomybę nuo laiko, srovės stiprumo ir elektrolito pobūdžio galima nustatyti remiantis apibendrintu Faradėjaus dėsniu:

čia m – elektrolizės metu susidariusios medžiagos masė (g); E – ekvivalentinė medžiagos masė (g/mol); M - molinė masė medžiagos (g/mol); n – duotų arba gautų elektronų skaičius; I - srovės stiprumas (A); t - proceso trukmė (s); F yra Faradėjaus konstanta, apibūdinanti elektros energijos kiekį, reikalingą 1 ekvivalentinei medžiagos masei išleisti.

Elektrolizė– redokso procesas , kuri teka ant elektrodų, kai nuolatinė elektros srovė teka per elektrolitų tirpalus arba lydosi. Elektrolizės esmė yra tai, kad kai srovė praeina per elektrolito tirpalą (arba išlydytą elektrolitą), katijonai juda į neigiamą elektrodą (katodą), o anijonai – į teigiamą elektrodą (anodą). Pasiekę elektrodus jonai išsikrauna, ko pasekoje ant elektrodų išsiskiria ištirpusio elektrolito komponentai arba vandenilis ir deguonis. Elektrolizės metu vyksta du lygiagrečiai procesai: prie katodo(neigiamai įkrautas) atkūrimo procesas; prie anodo(teigiamai įkrautas) – oksidacijos procesas. Taigi elektrodų krūviai elektrolizės metu yra priešingi tiems, kurie atsiranda veikiant galvaniniam elementui.

Apie charakterį ir srautą elektrodų procesai elektrolizės metu didelę įtakąįtakoja elektrolito sudėtis, tirpiklis, elektrodo medžiaga ir elektrolizės režimas (įtampa, srovės tankis, temperatūra ir kt.). Pirmiausia reikia atskirti išlydytų elektrolitų ir tirpalų elektrolizę.

Išlydytų druskų elektrolizė. Kaip pavyzdį panagrinėkime vario chlorido lydalo elektrolizę (9.6.1 pav.). Aukštoje temperatūroje išlydyta druska disocijuoja į jonus. Prijungiant elektrodus prie šaltinio DC jonai veikiami elektrinis laukas pradėkite tvarkingą judėjimą: teigiami jonai varis juda į katodą, o neigiamo krūvio chloro jonai – į anodą.

Pasiekę katodą, vario jonai neutralizuojami katodo elektronų pertekliumi ir virsta neutraliais atomais, nusėdusiais ant katodo:

Cu +2 + 2 e – → Cu 0 .

Chloro jonai, pasiekę anodą, atiduoda elektronus ir sudaro Cl 2 chloro molekules. Chloras ant anodo išsiskiria burbuliukų pavidalu:

2Cl – – 2 e – → .

Bendra redokso reakcijos, vykstančios CuCl 2 lydalo elektrolizės metu, lygtis:

Cu +2 + 2Cl – → Cu 0+.

Vandeninių druskų tirpalų elektrolizė. Vandeniniuose tirpaluose, be paties elektrolito jonų, yra ir vandens molekulių, kurios gali būti redukuojamos prie katodo ir oksiduojamos prie anodo.

Procesai prie katodo. Metalo jonų ar vandens molekulių redukcijos galimybę lemia vertė elektrodo potencialas metalas, taip pat aplinkos pobūdis (pH). IN bendras atvejis(be terpės prigimties įtakos) gali tekėti prie katodo sekančius procesus(9.6.1 lentelė):

1) jei aktyvaus metalo druska elektrolizuojama, tada katode redukuojamos vandens molekulės. Dėl to prie katodo išsiskiria vandenilis;

2) jei vidutiniškai aktyvaus metalo druska yra elektrolizuojama, tada vienu metu redukuojasi ir metalo katijonai, ir vandens molekulės;

3) jei mažai aktyvaus metalo druska yra elektrolizuojama, tada katode redukuojami tik metalo katijonai.

9.6.1 lentelė

Katode vykstančių procesų schema

Procesai prie anodo. Kalbant apie anodinius procesus, reikia atsižvelgti į tai, kad elektrolizės metu anodo medžiaga gali būti oksiduojama. Todėl išskiriama elektrolizė su inertiniu anodu ir elektrolizė su aktyviuoju anodu.

Inertiška vadinamas anodu, kurio medžiaga elektrolizės metu chemiškai nekinta. Inertiniams anodams gaminti dažniausiai naudojamas grafitas, anglis ir platina. Vandeninių tirpalų elektrolizės metu ant inertinio anodo gali vykti šie procesai (9.6.2 lentelė):

– jei deguonies neturinčios rūgšties druskoje vyksta elektrolizė, tai rūgšties liekanos anijonas anode oksiduojamas. Išimtis yra fluoro anijonas, kuris turi aukštą oksidacijos potencialas;

– jei deguonies turinčios rūgšties druska arba pati rūgštis vyksta elektrolizėje, tai vandens molekulės oksiduojasi prie anodo. Dėl to anode išsiskiria deguonis.

9.6.2 lentelė

Anode vykstančių procesų schema

Aktyvus vadinamas anodu, kurio medžiaga (metalas) yra elektrolizuotos druskos dalis. Tokiu atveju anodo medžiaga oksiduojasi, o metalas jonų pavidalu patenka į tirpalą, ty oksiduojasi. Aktyvūs anodai gaminami iš Cu, Ag, Zn, Cd, Ni, Fe ir kt. Kaip pavyzdį pateikiame sidabro nitrato (AgNO 3) elektrolizę su netirpiais ir tirpiais anodais (Ag):

Kur m– medžiagos, kuriai vyksta elektrocheminė transformacija, masė; M E – ekvivalentinė medžiagos molinė masė; F– Faradėjaus konstanta, 96500 C; K– elektros energijos kiekis.

Nes Q = I × t, Kur aš - srovės stiprumas A, t – laikas, s, 9.6.1 formulė gali būti perrašyta taip

Kur m teorija – elektrolizės metu išsiskiriančios medžiagos masė, apskaičiuota pagal Faradėjaus dėsnį, m exp – eksperimento metu išsiskyrusios medžiagos masė.

Pavyzdžiui, skaičiuojamas prie katodo išsiskyrusio metalo kiekis buvo 6 g, o eksperimento metu gautas atitinkamai 4,8 g, srovės efektyvumas 80%.

2-asis Faradėjaus dėsnis.Medžiagų masės reagavo ant elektrodų ties pastovus kiekis elektros energija yra tarpusavyje susijusios kaip jų ekvivalentų molinės masės:

Kur m 1 , M E 1 – ant vieno elektrodo išsiskiriančios medžiagos masė ir molinė ekvivalentinė masė, ir m 2 , M E 2 – ant kito elektrodo.

ELEKTROLIZE

Vienas iš metalų gamybos būdų yra elektrolizė. Aktyvūs metalai gamtoje randami tik forma cheminiai junginiai. Kaip išskirti šiuos junginius laisvoje būsenoje?

Elektrolitų tirpalai ir lydalai praleidžia elektros srovę. Tačiau kai srovė praeina per elektrolito tirpalą, gali įvykti cheminės reakcijos. Pasvarstykime, kas atsitiks, jei į elektrolito tirpalą arba lydalą bus įdėtos dvi metalinės plokštės, kurių kiekviena yra prijungta prie vieno iš srovės šaltinio polių. Šios plokštės vadinamos elektrodais. Elektros srovė yra judantis elektronų srautas. IN dėl to Kai elektronai grandinėje pereina nuo vieno elektrodo prie kito, viename iš elektrodų atsiranda elektronų perteklius.

Elektronai turi neigiamą krūvį, todėl šis elektrodas įkraunamas neigiamai. Jis vadinamas katodu. Kitame elektrode susidaro elektronų trūkumas ir jis įkraunamas teigiamai. Šis elektrodas vadinamas anodu. Elektrolitas tirpale arba lydaloje disocijuoja į teigiamo krūvio jonus – katijonus ir neigiamo krūvio jonus – anijonus.

Katijonus traukia neigiamai įkrautas elektrodas – katodas. Anijonus traukia teigiamai įkrautas elektrodas – anodas. Elektrodų paviršiuje gali atsirasti jonų ir elektronų sąveika.

Elektrolizė reiškia procesus, vykstančius, kai elektros srovė praeina per elektrolitų tirpalus arba tirpalus.

Tirpalų ir elektrolitų lydalo elektrolizės metu vykstantys procesai yra gana skirtingi. Panagrinėkime abu šiuos atvejus išsamiai. Lydalų elektrolizė
Kaip pavyzdį apsvarstykite natrio chlorido lydalo elektrolizę. Lydelyje natrio chloridas disocijuoja į jonus

Na+ Lydalų elektrolizė ir Cl - : NaCl = Na + + Cl - Lydalų elektrolizė Natrio katijonai juda į neigiamą krūvį turinčio elektrodo – katodo – paviršių. Ant katodo paviršiaus yra elektronų perteklius. Todėl elektronai nuo elektrodo paviršiaus perkeliami į natrio jonus. Šiuo atveju jonai

paverčiami natrio atomais, tai yra, katijonai redukuojami

. Proceso lygtis: Na + + e - = Na Chlorido jonai Cl - Na + + e - = Na pereiti prie teigiamai įkrauto elektrodo – anodo – paviršiaus. Ant anodo paviršiaus susidaro elektronų trūkumas ir elektronai perkeliami iš anijonų Cl-

prie elektrodo paviršiaus. Tuo pačiu metu neigiamo krūvio jonai

paverčiami chloro atomais, kurie iš karto susijungia ir sudaro chloro molekules C

l 2: 2С l - -2е - = Cl 2 Chlorido jonai praranda elektronus, tai yra, jie oksiduojasi.

Na + + e - = Na

2 C l - -2 e - = Cl 2

Vienas elektronas dalyvauja redukuojant natrio katijonus, o 2 elektronai dalyvauja oksiduojant chloro jonus. Tačiau reikia laikytis elektros krūvio tvermės dėsnio, tai yra, bendras visų dalelių krūvis tirpale turi būti pastovus. elektronų skaičius, dalyvaujantis redukuojant natrio katijonus, turi būti lygus elektronų, dalyvaujančių chlorido jonų oksidacijoje, skaičiui, todėl pirmąją lygtį padauginame iš 2:

Na + + e - = Na 2

2С l - -2е - = Cl 2 1

Sudėkime abi lygtis ir gaukime bendrąją reakcijos lygtį.

2 Na + + 2С l - = 2 Na + Cl 2 (joninės reakcijos lygtis), arba

2 NaCl = 2 Na + Cl 2 (molekulinė lygtis reakcijos)

Taigi nagrinėjamame pavyzdyje matome, kad elektrolizė yra redokso reakcija. Prie katodo vyksta teigiamo krūvio jonų – katijonų – redukcija, o prie anodo – neigiamo krūvio jonų – anijonų oksidacija. Galite prisiminti, kuris procesas vyksta naudojant „T taisyklę“:

katodas – katijonas – redukcija.

2 pavyzdys.Išlydyto natrio hidroksido elektrolizė.

Natrio hidroksidas tirpale disocijuoja į katijonus ir hidroksido jonus.

Katodas (-)<-- Na + + OH - à Анод (+)

Katodo paviršiuje redukuojami natrio katijonai ir susidaro natrio atomai:

katodas (-) Na + +e à Na

Anodo paviršiuje oksiduojasi hidroksido jonai, išsiskiria deguonis ir susidaro vandens molekulės:

katodas (-) Na + + e à Na

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

Natrio katijonų redukcijos reakcijoje ir hidroksido jonų oksidacijos reakcijoje dalyvaujančių elektronų skaičius turi būti vienodas. Todėl pirmąją lygtį padauginkime iš 4:

katodas (-) Na + + e à Na 4

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

Sudėkime abi lygtis ir gaukime elektrolizės reakcijos lygtį:

4 NaOH à 4 Na + 2 H 2 O + O 2

3 pavyzdys.Apsvarstykite lydalo elektrolizę Al2O3

Naudojant šią reakciją, aliuminis gaunamas iš boksito – natūralaus junginio, kuriame yra daug aliuminio oksido. Aliuminio oksido lydymosi temperatūra yra labai aukšta (daugiau nei 2000º C), todėl į jį dedama specialių priedų, kurie sumažina lydymosi temperatūrą iki 800-900º C. Lyde aliuminio oksidas disocijuoja į jonus. Al3+ ir O2-. H o katijonai redukuojami prie katodo Al 3+ , virsta aliuminio atomais:

Al +3 e à Al

Anijonai oksiduojami anode O2- , virsta deguonies atomais. Deguonies atomai iš karto susijungia į O2 molekules:

2 O 2 – 4 e à O 2

Aliuminio katijonų redukcijos ir deguonies jonų oksidacijos procesuose dalyvaujančių elektronų skaičius turi būti lygus, todėl pirmąją lygtį padauginkime iš 4, o antrąją – iš 3:

Al 3+ +3 ir Al 0 4

2 O 2- – 4 e à O 2 3

Sudėkime abi lygtis ir gaukime

4 Al 3+ + 6 O 2- à 4 Al 0 +3 O 2 0 (joninės reakcijos lygtis)

2 Al 2 O 3 à 4 Al + 3 O 2

Tirpalų elektrolizė

Elektros srovės praleidimo per vandeninį elektrolito tirpalą atveju reikalą apsunkina tai, kad tirpale yra vandens molekulių, kurios taip pat gali sąveikauti su elektronais. Prisiminkite, kad vandens molekulėje vandenilio ir deguonies atomai yra sujungti poliniu kovalentiniu ryšiu. Deguonies elektronegatyvumas yra didesnis nei vandenilio, todėl bendros elektronų poros yra nukreiptos į deguonies atomą. Ant deguonies atomo dalinė neigiamas krūvis

δ+

, jis žymimas δ-, o ant vandenilio atomų yra dalinis teigiamas krūvis, jis žymimas δ+.

│

N-O δ-

H δ+

Dėl šio krūvių poslinkio vandens molekulė turi teigiamus ir neigiamus „polius“. Todėl vandens molekules teigiamai įkrautas polius gali pritraukti prie neigiamo krūvio elektrodo – katodo, o neigiamu – prie teigiamai įkrauto elektrodo – anodo. Ant katodo gali įvykti vandens molekulių redukcija ir išsiskiria vandenilis:

Ant anodo gali įvykti vandens molekulių oksidacija, išskiriant deguonį:

2 H 2 O - 4e - = 4H + + O 2 Todėl prie katodo gali būti redukuojami arba elektrolito katijonai, arba vandens molekulės. Atrodo, kad šie du procesai konkuruoja tarpusavyje. Koks procesas iš tikrųjų vyksta katode, priklauso nuo metalo pobūdžio. .

Ar katode bus redukuoti metalo katijonai ar vandens molekulės, priklauso nuo metalo padėties

Jei metalas yra įtampos serijoje į dešinę nuo vandenilio, katode sumažėja metalo katijonai ir išleidžiamas laisvas metalas. Jei metalas yra įtampos serijoje į kairę nuo aliuminio, vandens molekulės sumažėja katode ir išsiskiria vandenilis. Galiausiai, kai metalo katijonai yra iš cinko į šviną, gali vykti arba metalo, arba vandenilio išsiskyrimas, o kartais gali vykti ir vandenilio, ir metalo evoliucija vienu metu. Apskritai tai gana sudėtingas atvejis, daug kas priklauso nuo reakcijos sąlygų: tirpalo koncentracijos, elektros srovės ir kt.

Anode taip pat gali vykti vienas iš dviejų procesų – arba elektrolitų anijonų oksidacija, arba vandens molekulių oksidacija. Kuris procesas iš tikrųjų vyksta, priklauso nuo anijono pobūdžio. Bedeguonių rūgščių druskų arba pačių rūgščių elektrolizės metu anode oksiduojasi anijonai. Vienintelė išimtis yra fluoro jonai F-

.Deguonies turinčių rūgščių atveju prie anodo oksiduojasi vandens molekulės ir išsiskiria deguonis.

1 pavyzdys. Pažvelkime į vandeninio natrio chlorido tirpalo elektrolizę.

Vandeniniame natrio chlorido tirpale bus natrio katijonų

Na +, chloro anijonai Cl - ir vandens molekulės.

2 NaCl à 2 Na + + 2 Cl -

2H 2 O à 2 H + + 2 OH -

katodas (-) 2 Na+;

2H+; 2Н + + 2е à Н 0 2 anodas (+) 2 Cl-; 2 OH-;

2 pavyzdys.2 Cl – – 2е à 2 Cl 0 2NaCl + 2H 2O à H2 + Cl2 + 2NaOH Cheminis veikla anijonai mažai tikėtini veikla mažėja. O jei druskoje yra

SO 4 2-

?

Panagrinėkime nikelio sulfato tirpalo elektrolizę ( II ).

Nikelio sulfatas (

) disocijuoja į jonus Ni 2+ ir SO 4 2-: NiSO 4 à Ni 2+ + SO 4 2-

H 2 O à H + + OH -

Nikelio katijonai yra tarp metalo jonų

Al 3+ ir Pb 2+

Nikelio sulfatas (

, užimantis vidurinę padėtį įtampos serijoje, atkūrimo procesas katode vyksta pagal abi schemas: 2 H 2 O + 2e - = H2 + 2OH - Deguonies turinčių rūgščių anijonai prie anodo nėra oksiduojami (

anijonų veiklos serija

), vyksta vandens molekulių oksidacija:

Dešinėje lygties pusėje yra ir H +, ir oi- , kurios susijungia ir sudaro vandens molekules:

H + + OH - à H 2 O

Todėl dešinėje lygties pusėje vietoj 4 H + jonų ir 2 jonų oi- Parašykime 2 vandens molekules ir 2 H + jonus:

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

Sumažinkime dvi vandens molekules abiejose lygties pusėse:

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

Tai trumpa joninė lygtis. Norėdami gauti visą joninę lygtį, į abi puses turite pridėti sulfato joną 2NaCl + 2H 2O à H2 + Cl2 + 2NaOH , susidaręs nikelio sulfato disociacijos metu ( veikla ) ir nedalyvauja reakcijoje:

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

Taigi nikelio sulfato tirpalo elektrolizės metu ( veikla ) katode išsiskiria vandenilis ir nikelis, o anode – deguonis.

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

3 pavyzdys. Parašykite lygtis procesų, vykstančių elektrolizės metu natrio sulfato vandeniniam tirpalui su inertiniu anodu.

Standartinis elektrodų sistemos potencialas Na + + e = Na 0 yra žymiai neigiamas nei vandeninio elektrodo potencialas neutralioje vandeninėje terpėje (-0,41 V), todėl katode įvyks elektrocheminis vandens redukavimas, lydimas vandenilio

2H 2 O à 2 H + + 2 OH -

ir Na jonai + atėjus prie katodo susikaups greta esančioje tirpalo dalyje (katodo erdvėje).

Ant anodo įvyks elektrocheminė vandens oksidacija, dėl kurios išsiskirs deguonis

2 H 2 O – 4е à O 2 + 4 H +

kadangi atitinkantys šią sistemą standartinis elektrodo potencialas (1,23 V) yra žymiai mažesnis už standartinį elektrodo potencialą (2,01 V), apibūdinantį sistemą

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

SO 4 2- jonai elektrolizės metu judant link anodo kaupsis anodo erdvėje.

Padauginus katodinio proceso lygtį iš dviejų ir sudėjus ją su anodinio proceso lygtimi, gauname bendrą elektrolizės proceso lygtį:

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

Atsižvelgiant į tai, kad jonai kaupiasi katodo erdvėje ir jonai anodo erdvėje vienu metu, bendrą proceso lygtį galima parašyti tokia forma:

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

Taigi, kartu su vandenilio ir deguonies išsiskyrimu, susidaro natrio hidroksidas (katodo erdvėje) ir sieros rūgštis (anodo erdvėje).

4 pavyzdys.Vario sulfato tirpalo elektrolizė ( II) CuSO 4 .

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

katodas (-) Cu 2+ + 2e à Cu 0 2

anodas (+) 2H 2 O – 4 e à O 2 + 4H + 1

H+ jonai lieka tirpale 2NaCl + 2H 2O à H2 + Cl2 + 2NaOH , nes sieros rūgštis kaupiasi.

2CuSO4 + 2H2O à 2Cu + 2H2SO4 + O 2

5 pavyzdys. Vario chlorido tirpalo elektrolizė ( II) CuCl 2.

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

katodas (-) Cu 2+ + 2e à Cu 0

anodas (+) 2Cl - – 2e à Cl 0 2

Abi lygtys apima du elektronus.

Cu 2+ + 2e à Cu 0 1

2Cl - --- 2e à Cl 2 1

Cu 2+ + 2 Cl - à Cu 0 + Cl 2 (joninė lygtis)

CuCl 2 à Cu + Cl 2 (molekulinė lygtis)

6 pavyzdys. Sidabro nitrato tirpalo elektrolizė AgNO3.

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

katodas (-) Ag + + e à Ag 0

anodas (+) 2H 2 O – 4 e à O 2 + 4H +

Ag + + e à Ag 0 4

2H 2 O – 4 e à O 2 + 4H + 1

4 Ag + + 2 H 2 O à 4 Ag 0 + 4 H + + O 2 (joninė lygtis)

4 Ag + + 2 H 2 Oà 4 Ag 0 + 4 H + + O 2 + 4 NE 3 - (visa joninė lygtis)

4 AgNO 3 + 2 H 2 Oà 4 Ag 0 + 4 HNO 3 + O 2 (molekulinė lygtis)

7 pavyzdys. Vandenilio chlorido rūgšties tirpalo elektrolizėHCl.

Katodas (-)<-- H + + Cl - à anodas (+)

katodas (-) 2H + + 2 eà H 2

anodas (+) 2Cl - – 2 eà Cl 2

2 H + + 2 Cl - à H 2 + Cl 2 (joninė lygtis)

2 HClà H 2 + Cl 2 (molekulinė lygtis)

8 pavyzdys. Sieros rūgšties tirpalo elektrolizėH 2 TAIP 4 .

Katodas (-) <-- 2H + + SO 4 2- à , užimantis vidurinę padėtį įtampos serijoje, atkūrimo procesas katode vyksta pagal abi schemas: (+)

katodas (-)2H+ + 2eà H 2

, užimantis vidurinę padėtį įtampos serijoje, atkūrimo procesas katode vyksta pagal abi schemas:(+) 2H2O – 4eà O2 + 4H+

2H+ + 2eà H 2 2

2H 2 O – 4eà O2 + 4H+1

4H+ + 2H2Oà 2H2 + 4H+ +O2

2H2Oà 2H2 + O2

Pavyzdys 9. Kalio hidroksido tirpalo elektrolizėKOH.

Katodas (-)<-- K + + Oi - à anodas (+)

Kalio katijonai prie katodo nesumažės, nes kalis yra metalų įtampos serijoje, esančioje kairėje nuo aliuminio, vandens molekulės sumažės:

2H 2O + 2eà H2 +2OH - 4OH - -4eà 2H 2 O + O 2

katodas(-) 2H2O + 2eà H2 +2OH - 2

, užimantis vidurinę padėtį įtampos serijoje, atkūrimo procesas katode vyksta pagal abi schemas:(+) 4OH - - 4eà 2H 2O +O 2 1

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

2 H 2 Oà 2 H 2 + O 2

10 pavyzdys. Kalio nitrato tirpalo elektrolizėKNO 3 .

Katodas (-) <-- K + + NO 3 - à , užimantis vidurinę padėtį įtampos serijoje, atkūrimo procesas katode vyksta pagal abi schemas: (+)

2H 2O + 2eà H2 +2OH - 2H2O - 4eà O2+4H+

katodas(-) 2H2O + 2eà H2+2OH-2

, užimantis vidurinę padėtį įtampos serijoje, atkūrimo procesas katode vyksta pagal abi schemas:(+) 2H2O – 4eà O2 + 4H+1

4H2O + 2H2Oà 2H2 + 4OH - + 4H++ O2

2H2Oà 2H2 + O2

Kai elektros srovė praeina per deguonies turinčių rūgščių, šarmų ir deguonies turinčių rūgščių druskų tirpalus su metalais, esančiais metalų įtampos serijoje į kairę nuo aliuminio, praktiškai vyksta vandens elektrolizė. Tokiu atveju katode išsiskiria vandenilis, o anode – deguonis.

Išvados. Nustatant vandeninių elektrolitų tirpalų elektrolizės produktus, paprasčiausiais atvejais galima vadovautis šiais svarstymais:

1.Metalo jonai su maža standartinio potencialo algebrine verte - nuoLi + įAl 3+ imtinai - turi labai silpną polinkį iš naujo pridėti elektronų, būdami prastesni už jonusH + (cm. Katijonų veiklos serija). Šių katijonų turinčių junginių vandeninių tirpalų elektrolizės metu jonai atlieka oksiduojančio agento funkciją prie katodo.H + , atkuriant pagal schemą:

2 H 2 O+ 2 eà H 2 + 2OH -

2. Metalo katijonai su teigiamomis standartinių potencialų reikšmėmis (Cu 2+ , Ag + , Hg 2+ ir tt) turi didesnę tendenciją pridėti elektronų, palyginti su jonais. Elektrolizuojant jų druskų vandeninius tirpalus, šie katijonai atpalaiduoja oksiduojančio agento funkciją katode, o redukuojasi į metalą pagal schemą, pavyzdžiui:

Cu 2+ +2 eà Cu 0

3. Elektrolizės metu metalų druskų vandeniniams tirpalamsZn, Fe, Cd, Niir tt, užimantys vidurinę padėtį įtampos serijoje tarp išvardytų grupių, redukcijos procesas prie katodo vyksta pagal abi schemas. Išsiskiriančio metalo masė šiais atvejais neatitinka tekančios elektros srovės, kurios dalis išleidžiama vandenilio susidarymui, kiekio.

4. Vandeniniuose elektrolitų tirpaluose monoatominiai anijonai (Cl - , Br - , J - ), deguonies turintys anijonai (NE 3 - , TAIP 4 2- , P.O. 4 3- ir kiti), taip pat vandens hidroksilo jonai. Iš jų halogenidų jonai turi stipresnes redukcines savybes, išskyrusF.OiJonaiHCl, užima tarpinę padėtį tarp jų ir poliatominių anijonų., Todėl vandeninių tirpalų elektrolizės metuHBr

2 H.J. - -2 eà H.J. 2 0

arba jų druskos prie anodo, halogenidų jonų oksidacija vyksta pagal šią schemą:

4 X – 4 eà 2 H 2 O + O 2 + 4 H +

.

Elektrolizės metu vandeniniai sulfatų, nitratų, fosfatų ir kt.

Redukuojančio agento funkciją atlieka jonai, oksiduojantys pagal šią schemą: HOH Užduotys.

ZAkotedžas 1. Elektrolizės metu vario sulfato tirpalui prie katodo išsiskyrė 48 g vario.0 4 2 ".

Raskite prie anodo išsiskyrusių dujų tūrį ir tirpale susidariusios sieros rūgšties masę.

Vario sulfatas tirpale nedisociuoja jonų

C 2+ ir12

S |1

CuS0 4 = Cu 2+ + S0 4 2 "

Užrašykime katode ir anode vykstančių procesų lygtis. Katijonai sumažinami prie katodo, o vandens elektrolizė vyksta ant anodo:

Cu 2+ +2e- = Cu

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

Bendra elektrolizės lygtis yra tokia:

2Cu2+ + 2H2O = 2Cu + 4H+ + O2 (trumpoji joninė lygtis)

Prie abiejų lygties pusių pridėkime po 2 sulfato jonus, kurie susidaro disociuojant vario sulfatui, ir gausime pilną joninę lygtį:

Pagal reakcijos lygtį, kai prie katodo išsiskiria 2 moliai vario, ant anodo išsiskiria 1 molis deguonies. Prie katodo išsiskiria 0,75 molio vario, o prie anodo išsilaisvina x molio deguonies. Padarykime proporciją:

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

prie anodo išsiskyrė 0,375 mol deguonies,

v(O2) = 0,375 mol.

Apskaičiuokime išleisto deguonies tūrį:

V(O2) = v(O2) «VM = 0,375 mol «22,4 l/mol = 8,4 l

Pagal reakcijos lygtį, kai katode išsiskiria 2 moliai vario, tirpale susidaro 2 moliai sieros rūgšties, o tai reiškia, kad jei katode išsiskiria 0,75 molio vario, tai susidaro 0,75 molio sieros rūgšties. tirpale v(H2SO4) = 0,75 molio .

Apskaičiuokime sieros rūgšties molinę masę:

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

Apskaičiuokime sieros rūgšties masę:

m(H2S04) = v(H2S04>M(H2S04) = = 0,75 mol «98 g/mol = 73,5 g. Atsakymas:

prie anodo išsiskyrė 8,4 litro deguonies; Tirpale susidarė 73,5 g sieros rūgšties

2 uždavinys. Raskite dujų, išsiskiriančių prie katodo ir anodo, tūrį elektrolizės metu vandeniniam tirpalui, kuriame yra 111,75 g kalio chlorido. Kokia medžiaga susidarė tirpale? Raskite jo masę.

Kalio chloridas tirpale disocijuoja į K+ ir Cl jonus:

2КС1 =К+ + Сl

Kalio jonai nėra redukuojami prie katodo, sumažinamos vandens molekulės. Anode oksiduojasi chloro jonai ir išsiskiria chloras:

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

CuS0 4 = Cu 2+ + S0 4 2 "

2SG-2e" = C12|1

2СГl+ 2Н2О = Н2 + 2ОН" + С12 (trumpoji joninė lygtis) Tirpale taip pat yra K+ jonų, susidarančių disociuojant kalio chloridui ir nedalyvaujančių reakcijoje:

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

Perrašykime lygtį molekuline forma:

2KS1 + 2H2O = H2 + C12 + 2KON

Prie katodo išsiskiria vandenilis, prie anodo – chloras, tirpale susidaro kalio hidroksidas.

Tirpale buvo 111,75 g kalio chlorido.

Apskaičiuokime kalio chlorido molinę masę:

M(KS1) = 39 + 35,5 = 74,5 g/mol

Apskaičiuokime kalio chlorido kiekį:

Pagal reakcijos lygtį elektrolizės metu 2 mol kalio chlorido išsiskiria 1 molis chloro. Elektrolizuojant 1,5 molio kalio chlorido susidaro x mol chloro.

Padarykime proporciją:

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

Išsiskirs 0,75 mol chloro, v(C!2) = 0,75 mol. Pagal reakcijos lygtį, kai prie anodo išsiskiria 1 molis chloro, katode išsiskiria 1 molis vandenilio. Todėl jei prie anodo išsiskiria 0,75 mol chloro, tai prie katodo išsiskiria 0,75 mol vandenilio, v(H2) = 0,75 mol.

Vandenilio tūris lygus chloro tūriui:

Y(H2) = Y(C12) = 16,8 l.

Pagal reakcijos lygtį elektrolizuojant 2 mol kalio chlorido susidaro 2 mol kalio hidroksido, tai reiškia, kad elektrolizuojant 0,75 mol kalio chlorido susidaro 0,75 mol kalio hidroksido. Apskaičiuokime kalio hidroksido molinę masę:

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

Apskaičiuokime kalio hidroksido masę:

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

m(H2S04) = v(H2S04>M(H2S04) = = 0,75 mol «98 g/mol = 73,5 g. Prie katodo išsiskyrė 16,8 litro vandenilio, prie anodo – 16,8 litro chloro, o tirpale susidarė 42 g kalio hidroksido.

3 uždavinys. Elektrolizuojant 19 g dvivalenčio metalo chlorido tirpalą, prie anodo išsiskyrė 8,96 litro chloro. Nustatykite, kuris metalo chloridas buvo elektrolizuojamas. Apskaičiuokite ant katodo išsiskiriančio vandenilio tūrį.

Pažymime nežinomą metalą M, jo chlorido formulė yra MC12. Prie anodo oksiduojasi chlorido jonai ir išsiskiria chloras. Sąlyga teigia, kad katode išsiskiria vandenilis, todėl vyksta vandens molekulių redukcija:

2Н20 + 2е- = Н2 + 2ОH|1

2Cl -2e" = C12! 1

CuS0 4 = Cu 2+ + S0 4 2 "

2Cl + 2H2O = H2 + 2OH" + C12 (trumpoji joninė lygtis)

Tirpale taip pat yra M2+ jonų, kurie reakcijos metu nekinta.

Parašykime visą joninę reakcijos lygtį:

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

Perrašykime reakcijos lygtį molekuline forma:

MC12 + 2H2O - H2 + M(OH)2 + C12

Raskime ant anodo išsiskiriančio chloro kiekį:

Pagal reakcijos lygtį elektrolizės metu 1 molio nežinomo metalo chlorido išsiskiria 1 molis chloro. Jei išsiskyrė 0,4 molio chloro, tada elektrolizė buvo atlikta 0,4 molio metalo chlorido. Apskaičiuokime metalo chlorido molinę masę:

Nežinomo metalo chlorido molinė masė yra 95 g/mol.

Dviem chloro atomams yra 35,5"2 = 71 g/mol.

m(H2S04) = v(H2S04>M(H2S04) = = 0,75 mol «98 g/mol = 73,5 g. Todėl metalo molinė masė yra 95-71 = 24 g/mol. Magnis atitinka šią molinę masę.

Pagal reakcijos lygtį 1 moliui chloro, išsiskiriančio prie anodo, katode išsiskiria 1 molis vandenilio. Mūsų atveju prie anodo išsiskyrė 0,4 molio chloro, o tai reiškia, kad prie katodo išsiskyrė 0,4 molio vandenilio.

Apskaičiuokime vandenilio tūrį:

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

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

Sudėkime abi lygtis kartu:

6H2O = 2H2 + 4OH" + 4H+ + O2 arba

6H2O = 2H2 + 4H2O + O2 arba

2H2O = 2H2 + 02

Tiesą sakant, kai vyksta kalio sulfato tirpalo elektrolizė, įvyksta vandens elektrolizė.

Tirpalo koncentracija tirpale nustatoma pagal formulę:

С=m (tirpusi medžiaga) 100 % / m (tirpalas)

Norėdami sužinoti kalio sulfato tirpalo koncentraciją elektrolizės pabaigoje, turite žinoti kalio sulfato masę ir tirpalo masę. Kalio sulfato masė reakcijos metu nekinta. Apskaičiuokime kalio sulfato masę pradiniame tirpale. Pradinio tirpalo koncentraciją pažymėkime C

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

Tirpalo masė keičiasi elektrolizės metu, nes dalis vandens virsta vandeniliu ir deguonimi.

Apskaičiuokime išleisto deguonies kiekį: 2(O

)=V(O2) / Vm = 14,56 l / 22,4 l/mol = 0,65 mol

Pagal reakcijos lygtį 2 moliai vandens gamina 1 molį deguonies. Tegul skylant x mol vandens išsiskiria 0,65 mol deguonies. Padarykime proporciją:

1,3 mol vandens suiro, v(H2O) = 1,3 mol.

Apskaičiuokime molinę vandens masę:

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

Apskaičiuokime suirusio vandens masę:

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

Kalio sulfato tirpalo masė sumažėjo 23,4 g ir tapo lygi 200-23,4 = 176,6 g Dabar apskaičiuokime kalio sulfato tirpalo koncentraciją elektrolizės pabaigoje:

m(H2S04) = v(H2S04>M(H2S04) = = 0,75 mol «98 g/mol = 73,5 g. C2 (K2 SO4) = m (K2 SO4) 100 % / m (tirpalas) = ​​30 g 100 % / 176,6 g = 17 %

tirpalo koncentracija elektrolizės pabaigoje yra 17%.

*5 užduotis. Vandenyje ištirpinta 188,3 g natrio ir kalio chloridų mišinio ir per gautą tirpalą praleidžiama elektros srovė.

Elektrolizės metu prie katodo išsiskyrė 33,6 litro vandenilio. Apskaičiuokite mišinio sudėtį masės procentais.

Ištirpinus kalio ir natrio chloridų mišinį vandenyje, tirpale yra K+, Na+ ir Cl- jonų. Nei kalio jonai, nei natrio jonai nėra redukuojami prie katodo vandens molekulių. Anode oksiduojasi chloro jonai ir išsiskiria chloras:

Perrašykime lygtis molekuline forma:

Kalio chlorido kiekį mišinyje pažymėkime x mol, o natrio chlorido kiekį – mol. Pagal reakcijos lygtį elektrolizės metu 2 mol natrio arba kalio chlorido išsiskiria 1 molis vandenilio. Todėl elektrolizės metu x molio kalio chlorido susidaro x/2 arba 0,5x molio vandenilio, o elektrolizės metu x molio natrio chlorido - 0,5y molio vandenilio. Raskime kiekį

vandenilio medžiagos

, išsiskiriančios mišinio elektrolizės metu:

Padarykime lygtį: 0,5x + 0,5y = 1,5

Apskaičiuokime kalio ir natrio chloridų molines mases:

M(KS1) = 39 + 35,5 = 74,5 g/mol

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

Masė x molio kalio chlorido yra lygi:

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

Natrio chlorido molio masė yra:

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

Mišinio masė 188,3 g, sudarykime antrą lygtį:

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

Taigi, mes išsprendžiame dviejų lygčių sistemą su dviem nežinomaisiais:

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

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

Iš pirmosios lygties išreiškiame x:

x + y = 1,5/0,5 = 3, x = 3-y Pakeiskime šią x reikšmę į

antroji lygtis

, gauname:

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

223,5–74,5 m + 58,5 m = 188,3

-16u = -35,2 y = 2,2 100 % / 188,3 g = 31,65 % Paskaičiuokime

masės dalis

m(H2S04) = v(H2S04>M(H2S04) = = 0,75 mol «98 g/mol = 73,5 g. natrio chloridas:

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

Norint gauti labai aktyvius metalus (natris, aliuminis, magnis, kalcis ir kt.), kurie lengvai sąveikauja su vandeniu, naudojama išlydytų druskų arba oksidų elektrolizė:

mišinyje yra 31,65% kalio chlorido ir 68,35% natrio chlorido.

Išlydytų druskų elektrolizė

1. Išlydyto vario (II) chlorido elektrolizė.

Elektrodų procesai gali būti išreikšti pusinėmis reakcijomis:

ant katodo K(-): Cu 2+ + 2e = Cu 0 - katodinis redukcija

prie anodo A(+): 2Cl – – 2e = Cl 2 – anodinė oksidacija

Bendra elektrocheminio medžiagos skilimo reakcija yra dviejų elektrodų pusinių reakcijų suma, o vario chlorido atveju ji bus išreikšta lygtimi:

Cu 2+ + 2 Cl – = Cu + Cl 2

Vykstant šarmų ir okso rūgščių druskų elektrolizei, anode išsiskiria deguonis:

4OH – – 4e = 2H 2 O + O 2

2SO 4 2– - 4e = 2SO 3 + O 2

2. Kalio chlorido lydalo elektrolizė:

Tirpalų elektrolizė

Redokso reakcijų rinkinys, vykstantis ant elektrodų tirpaluose arba elektrolitų lydaluose, kai per juos teka elektros srovė, vadinamas elektrolize.

Elektrolizės metu konkuruojantys procesai gali vykti tiek anode, tiek katode.

Kai elektrolizė atliekama naudojant inertinį (nesunaudojamą) anodą (pavyzdžiui, grafitą arba platiną), paprastai konkuruoja du oksidaciniai ir du redukcijos procesai:
anode - anijonų ir hidroksido jonų oksidacija,
prie katodo – katijonų ir vandenilio jonų redukcija.

Kai elektrolizė atliekama naudojant aktyvųjį (sunaudojamą) anodą, procesas tampa sudėtingesnis ir konkuruojančios elektrodų reakcijos yra:
prie anodo - anijonų ir hidroksido jonų oksidacija, anodinis metalo - anodo medžiagos tirpimas;
prie katodo - druskos katijono ir vandenilio jonų redukcija, metalo katijonų, gautų ištirpinus anodu, redukcija.

Renkantis labiausiai tikėtiną procesą prie anodo ir katodo, reikia vadovautis tuo, kad vyks mažiausiai energijos reikalaujanti reakcija. Be to, norint pasirinkti labiausiai tikėtiną procesą prie anodo ir katodo druskos tirpalų elektrolizės metu inertiniu elektrodu, naudojamos šios taisyklės:

1. Prie anodo gali susidaryti šie produktai:

a) elektrolizės metu tirpalams, kuriuose yra SO 4 2-, NO - 3, PO 4 3- anijonų, taip pat šarminiams tirpalams, anode oksiduojamas vanduo ir išsiskiria deguonis;

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

b) oksiduojantis Cl - , Br - , I - anijonams, atitinkamai išsiskiria chloras, bromas ir jodas;

A + Cl - +e - = Cl 0

2. Prie katodo gali susidaryti šie produktai:

a) elektrolizės metu druskos tirpalams, kuriuose yra jonų, esančių įtampos eilėje į kairę nuo Al 3+, katode redukuojamas vanduo ir išsiskiria vandenilis;

K - 2H 2 O + 2e - = H2 + 2OH -

b) jei metalo jonas yra įtampos serijoje dešinėje nuo vandenilio, tada katode išsiskiria metalas.

K – Me n+ + ne – = Me 0

c) elektrolizės metu druskos tirpalams, kuriuose yra jonų, esančių įtampos serijoje tarp Al + ir H +, katode gali vykti konkuruojantys katijonų redukcijos ir vandenilio išsiskyrimo procesai.

Pavyzdys: Vandeninio sidabro nitrato tirpalo elektrolizė ant inertinių elektrodų

Sidabro nitrato disociacija:

AgNO 3 = Ag + + NO 3 -

Vandeninio AgNO 3 tirpalo elektrolizės metu katode vyksta Ag + jonų redukcija, o anode - vandens molekulių oksidacija:

Katodas: Аg + + e = А g

Anodas: 2H 2 O - 4e = 4H + + O 2

Suvestinė lygtis:_______________________________________________________

4AgNO 3 + 2H 2 O = 4Ag + 4HNO 3 + O 2

Padaryti vandeninių tirpalų elektrolizės schemas: a) vario sulfatas; b) magnio chloridas; c) kalio sulfatas.

Visais atvejais elektrolizė atliekama naudojant anglies elektrodus.

Pavyzdys: vario chlorido vandeninio tirpalo elektrolizė ant inertinių elektrodų

Vario chlorido disociacija:

CuCl 2 ↔ Cu 2+ + 2Cl -

Tirpale yra Cu 2+ ir 2Cl - jonų, kurie, veikiami elektros srovės, nukreipiami į atitinkamus elektrodus:

Katodas – Cu 2+ + 2e = Cu 0

Anodas + 2Cl - - 2e = Cl 2

_______________________________

CuCl 2 = Cu + Cl 2

Ant katodo išsiskiria metalinis varis, o ant anodo – chloro dujos.

Jei nagrinėjamame CuCl 2 tirpalo elektrolizės pavyzdyje anodu imame vario plokštę, tai varis išsiskiria katode, o anode, kuriame vyksta oksidacijos procesai, o ne Cl 0 jonų išleidimas ir chloro, oksidacija. atsiranda anodo (vario).

Tokiu atveju pats anodas ištirpsta ir tirpsta Cu 2+ jonų pavidalu.

CuCl 2 elektrolizė su tirpiu anodu gali būti parašyta taip:

Druskų tirpalų elektrolizė su tirpiu anodu redukuojama iki anodo medžiagos oksidacijos (jo ištirpimo) ir lydima metalo pernešimo iš anodo į katodą. Ši savybė plačiai naudojama rafinuojant (valant) metalus nuo teršalų.

Pavyzdys: Magnio chlorido vandeninio tirpalo elektrolizė ant inertinių elektrodų

Magnio chlorido disociacija vandeniniame tirpale:

MgCl 2 ↔ Mg 2+ +2Сl -

Magnio jonai negali būti redukuojami vandeniniame tirpale (redukuojamas vanduo), chlorido jonai oksiduojasi.

Elektrolizės schema:

Pavyzdys: vario sulfato vandeninio tirpalo elektrolizė ant inertinių elektrodų

Tirpale vario sulfatas disocijuoja į jonus:

CuSO 4 = Cu 2+ + SO 4 2-

Vario jonai gali būti redukuojami prie katodo vandeniniame tirpale.

Vandeniniame tirpale esantys sulfato jonai nesioksiduoja, todėl prie anodo įvyks vandens oksidacija.

Elektrolizės schema:

Aktyvaus metalo druskos ir deguonies turinčios rūgšties (K 2 SO 4) vandeninio tirpalo elektrolizė ant inertinių elektrodų

Pavyzdys: Kalio sulfato disociacija vandeniniame tirpale:

K 2 SO 4 = 2 K + + SO 4 2-

Kalio jonai ir sulfato jonai negali būti išleidžiami iš elektrodų vandeniniame tirpale, todėl katode vyks redukcija, o anode - vandens oksidacija.

Elektrolizės schema:

arba, atsižvelgiant į tai, kad 4H + + 4OH - = 4H 2 O (atliekama maišant),

H2O2H2+O2

Jei elektros srovė praeina per vandeninį aktyvaus metalo druskos ir deguonies turinčios rūgšties tirpalą, tada nei metalo katijonai, nei rūgšties liekanos jonai neišsikrauna.

Ant katodo išsiskiria vandenilis, o anode – deguonis, o elektrolizė redukuojama iki elektrolitinio vandens skaidymo.

Natrio hidroksido lydalo elektrolizė

Vandens elektrolizė visada atliekama esant inertiniam elektrolitui (siekiant padidinti labai silpno elektrolito - vandens) elektrinį laidumą:

Faradėjaus dėsnis

Medžiagos, susidarančios veikiant elektros srovei, kiekio priklausomybę nuo laiko, srovės stiprumo ir elektrolito pobūdžio galima nustatyti remiantis apibendrintu Faradėjaus dėsniu:

čia m – elektrolizės metu susidariusios medžiagos masė (g);

E – ekvivalentinė medžiagos masė (g/mol);

M – medžiagos molinė masė (g/mol);

n – duotų arba gautų elektronų skaičius;

I - srovės stiprumas (A);

t - proceso trukmė (s);

F – Faradėjaus konstanta, apibūdinanti elektros energijos kiekį, reikalingą 1 ekvivalentinei medžiagos masei išleisti (F = 96 500 C/mol = 26,8 Ah/mol).

Neorganinių junginių hidrolizė

Druskų jonų sąveika su vandeniu, dėl kurios susidaro silpnos elektrolitų molekulės, vadinama druskos hidrolize.

Jei druską laikysime bazės neutralizavimo rūgštimi produktu, tada druskas galime suskirstyti į keturias grupes, kurių kiekvienos hidrolizė vyks savaip. 1. Druska, sudaryta iš stiprios bazės ir stiprios rūgšties KBr, NaCl, NaNO 3), nebus hidrolizuojama, nes šiuo atveju silpnas elektrolitas

nesusiformavo. Aplinkos reakcija išlieka neutrali.

2. Druskoje, kurią sudaro silpna bazė ir stipri rūgštis FeCl 2, NH 4 Cl, Al 2 (SO 4) 3, MgSO 4), katijonas hidrolizuojamas:

FeCl 2 + HOH → Fe(OH)Cl + HCl

Fe 2+ + 2Cl - + H + + OH - → FeOH + + 2Cl - + H +< 7 (раствор приобретает кислую реакцию).

Dėl hidrolizės susidaro silpnas elektrolitas, H + jonai ir kiti jonai. tirpalo pH

3. Druska, sudaryta iš stiprios bazės ir silpnos rūgšties (KClO, K 2 SiO 3, Na 2 CO 3, CH 3 COONa), anijone vyksta hidrolizė, dėl kurios susidaro silpnas elektrolitas, hidroksido jonas ir kiti jonai. .

K 2 SiO 3 + HOH → KHSiO 3 + KOH

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

Tokių tirpalų pH > 7 (tirpalas tampa šarminis).

4. Druska, susidaranti iš silpnos bazės ir silpnos rūgšties (CH 3 COONH 4, (NH 4) 2 CO 3, Al 2 S 3), hidrolizuojama ir katijonu, ir anijonu. Dėl to susidaro šiek tiek disocijuojanti bazė ir rūgštis. Tokių druskų tirpalų pH priklauso nuo santykinio rūgšties ir bazės stiprumo.

Silpnos rūgšties druskos ir stiprios bazės hidrolizės reakcijos lygčių rašymo algoritmas

Yra keletas druskų hidrolizės variantų: 1. Druskos hidrolizė silpna rūgštis

ir stipri bazė: (CH 3 COONa, KCN, Na 2 CO 3).

1 pavyzdys. Natrio acetato hidrolizė.

arba CH 3 COO – + Na + + H 2 O ↔ CH 3 COOH + Na + + OH –

CH 3 COO – + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH – Nes silpnai disocijuoja, acetato jonas suriša H + joną, o vandens disociacijos pusiausvyra pasislenka į dešinę pagal Le Chatelier principą.

OH - jonai kaupiasi tirpale (pH >7)

Jei druską sudaro daugiabazinė rūgštis, tada hidrolizė vyksta etapais.

Pavyzdžiui, karbonatinė hidrolizė: Na 2 CO 3

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

II etapas: HCO 3 – + H 2 O ↔ H 2 CO 3 + OH –

Na 2 CO 3 + H 2 O = NaHCO 3 + NaOH

Paprastai praktinę reikšmę turi tik pirmame etape vykstantis procesas, kuris, kaip taisyklė, apsiriboja vertinant druskų hidrolizę.

Antrojo etapo hidrolizės pusiausvyra yra žymiai pasislinkusi į kairę, palyginti su pirmosios pakopos pusiausvyra, nes pirmajame etape susidaro silpnesnis elektrolitas (HCO 3 -) nei antrajame (H 2 CO 3).

2 pavyzdys. Rubidžio ortofosfato hidrolizė.

1. Nustatykite hidrolizės tipą:

Rb 3 PO 4 ↔ 3Rb + + P.O. 4 3–

Rubidis - šarminis metalas, jo hidroksidas yra stipri bazė, fosforo rūgštis, ypač trečioje disociacijos stadijoje, atitinkančioje fosfatų susidarymą, yra silpna rūgštis.

Hidrolizė vyksta anijone.

PO 3- 4 + H–OH ↔ HPO 2- 4 + OH – .

Produktai yra hidrofosfato ir hidroksido jonai, terpė šarminė.

3. Sudarykite molekulinę lygtį:

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

Gavome rūgštinę druską – rubidžio vandenilio fosfatą.

Stiprios rūgšties druskos ir silpnos bazės hidrolizės reakcijos lygčių rašymo algoritmas

2. Druskos hidrolizė stipri rūgštis ir silpna bazė: NH 4 NO 3, AlCl 3, Fe 2 (SO 4) 3.

1 pavyzdys. Amonio nitrato hidrolizė.

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

NH 4 + + H 2 O ↔ NH 4 OH + H +

Daugkartinio krūvio katijono atveju hidrolizė vyksta laipsniškai, pavyzdžiui:

I etapas: Cu 2+ + HOH ↔ CuOH + + H +

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

CuCl 2 + H 2 O = CuOHCl + HCl

Šiuo atveju vandenilio jonų koncentraciją ir terpės pH tirpale taip pat daugiausia lemia pirmasis hidrolizės etapas.

2 pavyzdys. Vario(II) sulfato hidrolizė

1. Nustatykite hidrolizės tipą. Šiame etape būtina parašyti druskos disociacijos lygtį:

CuSO 4 ↔ Cu 2+ + SO 2-4.

Druska susidaro iš silpnos bazės katijono (pabrėžiame) ir stiprios rūgšties anijono. Vyksta katijono hidrolizė.

2. Rašome joninę hidrolizės lygtį ir nustatome terpę:

Cu 2+ + H-OH ↔ CuOH + + H + .

Susidaro hidroksivario(II) katijonas ir vandenilio jonas, terpė rūgšti.

3. Sudarykite molekulinę lygtį.

Reikia atsižvelgti į tai, kad tokios lygties sudarymas turi tam tikrų formali problema. Iš teigiamų ir neigiamos dalelės, tirpale mes sudarome neutralias daleles, kurios egzistuoja tik popieriuje. IN šiuo atveju galime sukurti formulę (CuOH) 2 SO 4, bet norėdami tai padaryti, turime mintyse padauginti savo joninę lygtį iš dviejų.

Mes gauname:

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

Atkreipkite dėmesį, kad reakcijos produktas priklauso bazinių druskų grupei. Pagrindinių druskų, taip pat tarpinių druskų pavadinimai turėtų būti sudaryti iš anijonų ir katijonų pavadinimų, šiuo atveju druską vadinsime „hidroksivario(II) sulfatu“.

Algoritmas silpnos rūgšties druskos ir silpnos bazės hidrolizės reakcijos lygčių rašymui

3. Silpnos rūgšties ir silpnos bazės druskos hidrolizė:

1 pavyzdys. Amonio acetato hidrolizė.

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

Tokiu atveju susidaro du nežymiai disocijuoti junginiai, o tirpalo pH priklauso nuo santykinio rūgšties ir bazės stiprumo.

Jei hidrolizės produktai gali būti pašalinti iš tirpalo, pavyzdžiui, nuosėdų pavidalu arba dujinė medžiaga, tada hidrolizė tęsiasi iki galo.

2 pavyzdys. Aliuminio sulfido hidrolizė.

Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S

2А l 3+ + 3 S 2- + 6Н 2 О = 2Аl(ОН) 3 (nuosėdos) + ЗН 2 S (dujos)

3 pavyzdys Aliuminio acetato hidrolizė

1. Nustatykite hidrolizės tipą:

Al(CH3COO)3 = Al 3+ + 3CH 3 COO – .

Druska susidaro iš silpnos bazės katijono ir silpnos rūgšties anijonų.

2. Rašykite jonines lygtis hidrolizė, nustatyti aplinką:

Al 3+ + H–OH ↔ AlOH 2+ + H + ,

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

Atsižvelgiant į tai, kad aliuminio hidroksidas yra labai silpna bazė, manome, kad katijono hidrolizė vyks didesniu mastu, nei anijonu. Vadinasi, tirpale bus vandenilio jonų perteklius, o terpė bus rūgšti.

Nėra prasmės čia bandyti sukurti apibendrintą reakcijos lygtį. Abi reakcijos yra grįžtamos, nesusijusios viena su kita, todėl toks sumavimas yra beprasmis.

3. Padarykime molekulinę lygtį:

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

Tai taip pat formalus pratimas, skirtas mokyti sudaryti druskų formules ir jų nomenklatūrą. Gautą druską pavadinkime hidroksoaliuminio acetatu.

Stiprios rūgšties druskos ir stiprios bazės hidrolizės reakcijos lygčių rašymo algoritmas

4. Stiprios rūgšties ir stiprios bazės susidarančios druskos nehidrolizės, nes vienintelis silpnai disocijuojantis junginys yra H2O.

Stiprios rūgšties ir stiprios bazės druska nehidrolizuojama, o tirpalas yra neutralus.