Elektroliz, bir elektrolitin (tuzların, asitlerin, alkalilerin çözeltisi) elektrik akımıyla ayrışmasıdır.

Elektroliz yalnızca doğru akım kullanılarak gerçekleştirilebilir. Elektroliz sırasında tuzdaki hidrojen veya metal negatif elektrotta (katot) serbest bırakılır. Pozitif elektrot (anot) metalden yapılmışsa (genellikle tuzdakiyle aynı), o zaman pozitif elektrot elektroliz sırasında çözülür. Anot çözünmezse (örneğin karbon), elektroliz sırasında elektrolitteki metal içeriği azalır.

Katotta elektroliz sırasında açığa çıkan madde miktarı, elektrolitten geçen elektrik miktarıyla orantılıdır.

Bir coulomb elektrik tarafından salınan madde miktarına elektrokimyasal eşdeğer A denir, dolayısıyla G=A Q; G=A t,

burada G, salınan maddenin miktarıdır; Q – elektrik miktarı; ben – elektrik akımı; t – zaman.

Her metalin kendi elektrokimyasal eşdeğeri A vardır.

Hesaplama örnekleri

1. Ne kadar bakır açığa çıkacak? bakır sülfat(CuSO4) (Şekil 1) I=10 A akımıyla 30 dakika süreyle. Bakırın elektrokimyasal eşdeğeri A=0,329 mg/A sn.

Pirinç. 1. Şema örneğin 1

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

Katottan sarkan bir nesne 5,9 g saf bakır açığa çıkaracaktır.

2. Elektrolitik bakır kaplama için izin verilen akım yoğunluğu = 0,4 A/dm2. Bakırla kaplanması gereken katot alanı S=2,5 dm2'dir. Elektroliz için hangi akıma ihtiyaç vardır ve 1 saat içinde katotta ne kadar bakır açığa çıkacaktır (Şekil 2).

Pirinç. 2 . Örnek 2'deki şema

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

3. Elektroliz sırasında oksitlenmiş su (örneğin zayıf bir sülfürik asit H2SO4 çözeltisi) hidrojen ve oksijene ayrışır. Elektrotlar karbon, kalay, bakır vb. olabilir, ancak platin en iyisidir. 1,5 A akımda 1/4 saatte anotta ne kadar oksijen, katotta ne kadar hidrojen açığa çıkar. 1 A sn'lik elektrik miktarı 0,058 cm3 oksijen ve 0,116 cm3 hidrojen açığa çıkarır ( Şekil 3).

Pirinç. 3 . Örnek 3'teki şema

Ga=A I t=0,058 1,5 15 60=78,3 cm3 katotta oksijen açığa çıkacaktır.

Anotta Gк=A I t=0,1162 1,5 15 60=156,8 cm3 hidrojen açığa çıkacaktır.

Bu orandaki hidrojen ve oksijen karışımına, ateşlendiğinde patlayarak su oluşturan patlayıcı gaz adı verilir.

4. Laboratuvar deneyleri için oksijen ve hidrojen (oksitlenmiş sülfürik asit) kullanılarak elde edilir (Şekil 4). Platin elektrotlar cama lehimlenmiştir. Bir direnç kullanarak akımı I = 0,5 A olarak ayarlıyoruz. (Akım kaynağı olarak her biri 1,9 V'luk üç kuru hücreden oluşan bir pil kullanılır.) 30 dakika içinde ne kadar hidrojen ve oksijen açığa çıkacaktır.

Pirinç. 4. Örnek 4'teki şekil

Sağdaki kapta Gк=А I t=0,1162 0,5 30 60=104,58 cm3 hidrojen açığa çıkacaktır.

Ga=A l t=0,058 0,5 30 60=52,2 cm3 oksijen sol kapta açığa çıkacaktır (gazlar suyu orta kaba iter).

5. Dönüştürücü ünitesi (motor-jeneratör), elektrolitik (saf) bakır üretmek için akım sağlar. 8 saatte 20 kg bakır elde etmek gerekiyor. Jeneratör hangi akımı sağlamalıdır? Bakırın elektrokimyasal eşdeğeri A=0,329 mg/A sn'ye eşittir.

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

6. Her biri 3 gr krom gerektiren 200 adet farın kromlanması gerekmektedir. Bu işin 10 saatte tamamlanması için gereken akım nedir (krom A'nın elektrokimyasal eşdeğeri = 0,18 mg/A sn).

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

7. Alüminyum, 7 V banyo çalışma voltajında ​​​​ve 5000 A akımda banyolarda bir kaolin kili ve kriyolit çözeltisinin elektrolizi ile üretilir. Anotlar karbondan, banyo ise karbon bloklu çelikten yapılmıştır ( Şekil 5).

Pirinç. 5. Şekil örneğin 5

Alüminyum üretimine yönelik banyolar, çalışma voltajını artırmak için (örneğin 40 banyo) seri olarak bağlanır. 1 kg alüminyum üretmek için yaklaşık 0,7 kg karbon anot ve 25-30 kWh elektrik gerekir. Verilen verileri kullanarak jeneratörün gücünü, 10 saatlik çalışma için elektrik tüketimini ve ortaya çıkan alüminyumun ağırlığını belirleyin.

40 banyo için çalışırken jeneratör gücü P=U I=40 7 5000=1400000 W =1400 kW.

10 saatte tüketilen elektrik enerjisi, A=P t=1400 kW 10 saat=14000 kWh.

Üretilen alüminyum miktarı G=14000: 25=560 kg.

Teorik elektrokimyasal eşdeğere dayanarak üretilen alüminyum miktarı şuna eşit olmalıdır:

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

Katsayı yararlı eylem elektrolitik kurulum şuna eşittir: verimlilik = G/Gt = 560/669,6 = 0,83 = %83.

Çözeltilerdeki elektrotlarda veya içinden geçerken elektrolitlerin erimesinde meydana gelen bir dizi redoks reaksiyonu elektrik akımı elektroliz denir.

Akım kaynağının katodunda, bir çözeltiden veya eriyikten elektronları katyonlara aktarma işlemi meydana gelir, dolayısıyla katot bir "indirgeyici madde" olur.

Anotta elektronlar anyonlar tarafından verilir, dolayısıyla anot bir "oksitleyici madde"dir.

Elektroliz sırasında hem anotta hem de katotta birbiriyle yarışan işlemler meydana gelebilir.

Elektroliz, inert (tükenmeyen) bir anot (örneğin, grafit veya platin) kullanılarak gerçekleştirildiğinde, kural olarak iki oksitleyici ve iki restorasyon süreci: anotta - anyonların ve hidroksit iyonlarının oksidasyonu, katotta - katyonların ve hidrojen iyonlarının indirgenmesi.

Elektroliz, aktif (sarf malzemesi) bir anot kullanılarak gerçekleştirildiğinde, süreç daha karmaşık hale gelir ve elektrotlar üzerindeki rekabet eden reaksiyonlar aşağıdaki gibidir:

anotta - anyonların ve hidroksit iyonlarının oksidasyonu, metalin anodik çözünmesi - anot malzemesi; katotta - tuz katyonunun ve hidrojen iyonlarının indirgenmesi,

anodun çözülmesiyle elde edilen metal katyonlarının indirgenmesi.

Anot ve katotta en olası proses seçilirken en az enerji gerektiren reaksiyonun gerçekleşeceği pozisyondan ilerlemek gerekir. Ayrıca tuz çözeltilerinin inert elektrotla elektrolizi sırasında anot ve katotta en olası işlemi seçmek için aşağıdaki kurallar kullanılır.

1. Anotta aşağıdaki ürünler oluşabilir: a) anyon içeren çözeltilerin ve alkali çözeltilerin elektrolizi sırasında oksijen açığa çıkar; b) anyonların oksidasyonu sırasında sırasıyla klor, brom ve iyot açığa çıkar; c) anyonların oksidasyonu sırasında organik asitler süreç gerçekleşir:

2. Soldaki voltaj serisinde bulunan iyonları içeren tuz çözeltilerinin elektrolizi sırasında katotta hidrojen açığa çıkar; iyon hidrojenin sağındaki voltaj serisinde bulunuyorsa, o zaman metal katotta biriktirilir.

3. Arasındaki bir dizi voltajda bulunan iyonları içeren tuz çözeltilerinin elektrolizi sırasında, katotta hem katyon indirgeme hem de hidrojen oluşumuna ilişkin birbiriyle yarışan süreçler meydana gelebilir.

Örnek olarak, sulu bir bakır klorür çözeltisinin atıl elektrotlar üzerinde elektrolizini ele alalım. Çözelti, bir elektrik akımının etkisi altında ilgili elektrotlara yönlendirilen iyonlar içerir:

Katotta metalik bakır açığa çıkar ve anotta klor gazı açığa çıkar.

Bir çözeltinin ele alınan elektrolizi örneğinde, anot olarak bir bakır plaka alırsak, iyonları boşaltmak ve kloru serbest bırakmak yerine, katotta ve oksidasyon işlemlerinin meydana geldiği anotta, anotta (bakır) bakır salınır. oksitler. Bu durumda anodun kendisi çözülür ve iyonlar halinde çözeltiye girer. Çözünebilir bir anotla elektroliz şu şekilde yazılabilir:

Böylece, tuz çözeltilerinin çözünür bir anotla elektrolizi, anot malzemesinin oksidasyonuna (çözünmesine) indirgenir ve buna metalin anottan katoda transferi eşlik eder. Bu özellik, metallerin kirletici maddelerden arındırılmasında (temizlenmesinde) yaygın olarak kullanılmaktadır.

Suyla kolayca etkileşime giren yüksek derecede aktif metaller (sodyum, alüminyum, magnezyum, kalsiyum vb.) Elde etmek için erimiş tuzların veya oksitlerin elektrolizi kullanılır:

üzerinden elektrik akımı geçerse sulu çözelti tuz aktif metal ve oksijen içeren asit varsa, asit kalıntısının ne metal katyonları ne de iyonları boşaltılır. Katotta hidrojen salınır ve anotta oksijen salınır ve elektroliz, suyun elektrolitik ayrışmasına indirgenir.

Son olarak, elektrolitler - tuzlar ve alkaliler - çok yüksek sıcaklıklarda eridiğinden, elektrolit çözeltilerinin elektrolizinin enerji açısından erimelerden daha uygun olduğunu belirtelim. yüksek sıcaklıklar.

Elektrik akımının etkisi altında oluşan madde miktarının zamana, akımın gücüne ve elektrolitin doğasına bağımlılığı, Faraday'ın genelleştirilmiş yasasına dayanarak belirlenebilir:

m, elektroliz sırasında oluşan maddenin kütlesidir (g); E, maddenin eşdeğer kütlesidir (g/mol); M - molar kütle maddeler (g/mol); n verilen veya alınan elektronların sayısıdır; ben - mevcut güç (A); t - işlem süresi (süreleri); F, bir maddenin 1 eşdeğer kütlesini serbest bırakmak için gereken elektrik miktarını karakterize eden Faraday sabitidir.

Elektroliz– redoks süreci , Doğrudan bir elektrik akımı çözeltilerden veya elektrolitlerin erimesinden geçtiğinde elektrotlar üzerinde akan akım. Elektrolizin özü akım bir elektrolit çözeltisinden (veya erimiş elektrolitten) geçtiğinde katyonların negatif elektrota (katot) ve anyonların pozitif elektrota (anot) hareket etmesidir. Elektrotlara ulaşan iyonlar boşaltılır ve bunun sonucunda çözünmüş elektrolit veya sudaki hidrojen ve oksijen bileşenleri elektrotlarda salınır. Elektroliz sırasında iki paralel süreç meydana gelir: katotta(negatif yüklü) geri kazanım süreci; anotta(pozitif yüklü) – oksidasyon süreci. Bu nedenle, elektroliz sırasında elektrotların yükleri, galvanik hücrenin çalışması sırasında meydana gelen yüklerin tersidir.

Karakter ve akış üzerine elektrot süreçleri elektroliz sırasında büyük etki elektrolit bileşimi, solvent, elektrot malzemesi ve elektroliz modundan (voltaj, akım yoğunluğu, sıcaklık vb.) etkilenir. Öncelikle erimiş elektrolitlerin ve çözeltilerin elektrolizi arasında ayrım yapmak gerekir.

Erimiş tuzların elektrolizi.Örnek olarak bakır klorür eriyiğinin elektrolizini ele alalım (Şekil 9.6.1). Yüksek sıcaklıklarda erimiş tuz iyonlara ayrışır. Elektrotları kaynağa bağlarken DC Etki altındaki iyonlar elektrik alanı düzenli bir harekete başlayın: pozitif iyonlar bakır katoda hareket eder ve negatif yüklü klor iyonları anoda hareket eder.

Katoda ulaşan bakır iyonları, katodun fazla elektronları tarafından nötrleştirilir ve katotta biriken nötr atomlara dönüşür:

Cu +2 + 2 e – → Cu 0.

Anoda ulaşan klor iyonları elektronlardan vazgeçer ve Cl2 klor moleküllerini oluşturur. Anotta kabarcıklar halinde klor salınır:

2Cl – – 2 e – → .

CuCl2 eriyiğinin elektrolizi sırasında meydana gelen redoks reaksiyonunun genel denklemi:

Cu +2 + 2Cl – → Cu 0 + .

Sulu tuz çözeltilerinin elektrolizi. Sulu çözeltilerde, elektrolitin kendi iyonlarına ek olarak, katotta indirgenebilen ve anotta oksitlenebilen su molekülleri de vardır.

Katottaki işlemler. Metal iyonlarının veya su moleküllerinin azalma olasılığı değere göre belirlenir. elektrot potansiyeli metalin yanı sıra ortamın doğası (pH). İÇİNDE genel durum(ortamın doğasının etkisi olmadan) katotta akabilir süreçleri takip etmek(Tablo 9.6.1):

1) Aktif bir metalin tuzu elektrolize tabi tutulursa, katotta su molekülleri azalır. Sonuç olarak katotta hidrojen açığa çıkar;

2) orta derecede aktif bir metalin tuzu elektrolize tabi tutulursa, hem metal katyonlarında hem de su moleküllerinde aynı anda azalma meydana gelir;

3) düşük aktif bir metalin tuzu elektrolize tabi tutulursa, katotta yalnızca metal katyonları azalır.

Tablo 9.6.1

Katotta meydana gelen süreçlerin şeması

Anottaki işlemler. Anodik prosesler düşünülürken anot malzemesinin elektroliz sırasında oksitlenebileceği dikkate alınmalıdır. Bu nedenle inert anotlu elektroliz ile aktif anotlu elektroliz arasında bir ayrım yapılır.

hareketsiz malzemesi elektroliz sırasında kimyasal olarak değişmeyen anot olarak adlandırılır. İnert anotların yapımında genellikle grafit, kömür ve platin kullanılır. Sulu çözeltilerin elektrolizi sırasında inert bir anot üzerinde aşağıdaki işlemler meydana gelebilir (Tablo 9.6.2):

– oksijensiz bir asidin tuzu elektrolize tabi tutulursa, asit kalıntısının anyonu anotta oksitlenir. Bir istisna, yüksek bir değere sahip olan flor anyonudur. oksidasyon potansiyeli;

– oksijen içeren bir asidin tuzu veya asidin kendisi elektrolize uğrarsa, su molekülleri anotta oksitlenir. Sonuç olarak anotta oksijen açığa çıkar.

Tablo 9.6.2

Anotta meydana gelen süreçlerin şeması

Aktif malzemesi (metal) elektrolize tuzun bir parçası olan anot olarak adlandırılır. Bu durumda anot malzemesi oksitlenir ve metal iyon halinde çözeltiye geçer yani oksitlenir. Aktif anotlar Cu, Ag, Zn, Cd, Ni, Fe vb.'den yapılır. Örnek olarak gümüş nitratın (AgNO 3) çözünmeyen ve çözünür anotlarla (Ag) elektrolizini veriyoruz:

Nerede M– elektrokimyasal dönüşüme uğrayan maddenin kütlesi; M E – maddenin eşdeğer molar kütlesi; F– Faraday sabiti, 96500 C; Q– elektrik miktarı.

Çünkü Q=I×t,Nerede BEN - mevcut güçA, T - zaman, s, formül 9.6.1 aşağıdaki gibi yeniden yazılabilir

Nerede M teori – Faraday yasasına göre hesaplanan, elektroliz sırasında salınan maddenin kütlesi, M exp – deney sırasında salınan maddenin kütlesi.

Örneğin katotta salınan hesaplanan metal miktarı 6 g idi ve deney sırasında sırasıyla 4,8 g elde edildi, akım verimi% 80 idi.

Faraday'ın 2. yasası.Elektrotlar üzerinde reaksiyona giren madde kütleleri sabit miktar elektrik birbiriyle eşdeğerlerinin molar kütleleri cinsinden ilişkilidir:

Nerede M 1 , BEN 1 – bir elektrot üzerinde salınan maddenin kütlesi ve molar eşdeğer kütlesi ve M 2 , M E 2 – başka bir elektrotta.

ELEKTROLİZ

Metal üretme yöntemlerinden biri elektrolizdir. Aktif metaller doğada yalnızca formda bulunurlar. kimyasal bileşikler. Bu bileşikler serbest halde nasıl izole edilir?

Elektrolitlerin çözeltileri ve eriyikleri elektrik akımını iletir. Ancak bir elektrolit çözeltisinden akım geçtiğinde kimyasal reaksiyonlar meydana gelebilir. Her biri akım kaynağının kutuplarından birine bağlı olan bir elektrolit çözeltisine veya eriyiğine iki metal plaka yerleştirilirse ne olacağını düşünelim. Bu plakalara elektrot denir. Elektrik akımı hareketli bir elektron akışıdır. İÇİNDE bunun sonucunda Bir devredeki elektronlar bir elektrottan diğerine hareket ettiğinde elektrotlardan birinde fazla miktarda elektron görülür.

Elektronların negatif yükü vardır, dolayısıyla bu elektrot negatif yüklü hale gelir. Katot denir. Diğer elektrotta elektron eksikliği oluşur ve pozitif yüklü hale gelir. Bu elektrot anot olarak adlandırılır. Bir çözelti veya eriyik içindeki bir elektrolit, pozitif yüklü iyonlara - katyonlara ve negatif yüklü iyonlara - anyonlara ayrışır.

Katyonlar negatif yüklü elektrota (katot) çekilir. Anyonlar pozitif yüklü bir elektroda (anot) çekilir. Elektrotların yüzeyinde iyonlar ve elektronlar arasında etkileşimler meydana gelebilir.

Elektroliz, elektrik akımının çözeltilerden veya elektrolit eriyiklerinden geçirilmesiyle meydana gelen işlemleri ifade eder.

Çözeltilerin elektrolizi ve elektrolitlerin erimesi sırasında meydana gelen işlemler oldukça farklıdır. Bu vakaların her ikisini de ayrıntılı olarak ele alalım. Eriyiklerin elektrolizi
Örnek olarak, bir sodyum klorür eriyiğinin elektrolizini düşünün. Eriyikte sodyum klorür iyonlara ayrışır

Na+ Eriyiklerin elektrolizi ve Cl - : NaCl = Na + + Cl - Eriyiklerin elektrolizi Sodyum katyonları negatif yüklü bir elektrotun (katot) yüzeyine hareket eder. Katot yüzeyinde fazla miktarda elektron vardır. Bu nedenle elektronlar elektrot yüzeyinden sodyum iyonlarına aktarılır. Bu durumda iyonlar

sodyum atomlarına dönüşür, yani katyonların indirgenmesi meydana gelir

. Süreç denklemi: Na + + e - = Na Klorür iyonları Cl - Na + + e - = Na pozitif yüklü bir elektrotun (anot) yüzeyine doğru hareket edin. Anot yüzeyinde elektron eksikliği yaratılır ve elektronlar anyonlardan aktarılır. Cl-

elektrot yüzeyine. Aynı zamanda negatif yüklü iyonlar

Klor atomlarına dönüştürülür ve bunlar hemen birleşerek klor moleküllerini oluşturur.

ben 2: 2С l - -2е - = Cl 2 Klorür iyonları elektron kaybeder, yani oksitlenirler.

Na + + e - = Na

2 C l - -2 e - = Cl 2

Bir elektron, sodyum katyonlarının indirgenmesinde rol oynar ve 2 elektron, klor iyonlarının oksidasyonunda rol oynar. Ancak elektrik yükünün korunumu yasasına uyulmalıdır, yani çözeltideki tüm parçacıkların toplam yükü sabit olmalıdır. elektron sayısı Sodyum katyonlarının indirgenmesinde rol oynayan, klorür iyonlarının oksidasyonunda rol oynayan elektronların sayısına eşit olmalıdır. Bu nedenle ilk denklemi 2 ile çarpıyoruz:

Na + + e - = Na 2

2С l - -2е - = Cl 2 1

Her iki denklemi de toplayalım ve genel reaksiyon denklemini elde edelim.

2 Na + + 2С l - = 2 Na + Cl 2 (iyonik reaksiyon denklemi) veya

2 NaCl = 2 Na + Cl2 (moleküler denklem reaksiyonlar)

Yani ele alınan örnekte elektrolizin bir redoks reaksiyonu olduğunu görüyoruz. Katotta, pozitif yüklü iyonların - katyonların - indirgenmesi meydana gelir ve anotta, negatif yüklü iyonların - anyonların oksidasyonu meydana gelir. “T kuralını” kullandığınızda hangi sürecin gerçekleştiğini hatırlayabilirsiniz:

katot - katyon - indirgeme.

Örnek 2.Erimiş sodyum hidroksitin elektrolizi.

Çözeltideki sodyum hidroksit katyonlara ve hidroksit iyonlarına ayrışır.

Katot (-)<-- Na + + OH - à Анод (+)

Katodun yüzeyinde sodyum katyonları azalır ve sodyum atomları oluşur:

katot (-) Na + +e à Na

Anotun yüzeyinde hidroksit iyonları oksitlenir, oksijen açığa çıkar ve su molekülleri oluşur:

katot (-) Na + + e à Na

anot (+)4 OH - – 4 e à 2 H 2 O + O 2

Sodyum katyonlarının indirgenme reaksiyonunda ve hidroksit iyonlarının oksidasyon reaksiyonunda yer alan elektronların sayısı aynı olmalıdır. Bu nedenle ilk denklemi 4 ile çarpalım:

katot (-) Na + + e à Na 4

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

Her iki denklemi birlikte toplayalım ve elektroliz reaksiyon denklemini elde edelim:

4 NaOH à 4 Na + 2 H2O + O2

Örnek 3.Eriyiğin elektrolizini düşünün Al2O3

Bu reaksiyon kullanılarak, bol miktarda alüminyum oksit içeren doğal bir bileşik olan boksitten alüminyum elde edilir. Alüminyum oksidin erime noktası çok yüksektir (2000° C'den fazla), bu nedenle erime noktasını 800-900° C'ye düşürmek için özel katkı maddeleri eklenir. Eriyikte alüminyum oksit iyonlara ayrışır. Al 3+ ve O 2- . H ve katyonlar katotta indirgenir Al 3+ , alüminyum atomlarına dönüşüyor:

Al +3 e à Al

Anyonlar anotta oksitlenir O2- oksijen atomlarına dönüşür. Oksijen atomları hemen O2 moleküllerine birleşir:

2 O 2- – 4 e à O 2

Alüminyum katyonlarının indirgenmesi ve oksijen iyonlarının oksidasyonu süreçlerinde yer alan elektronların sayısı eşit olmalıdır, bu nedenle ilk denklemi 4, ikincisini 3 ile çarpalım:

Al 3+ +3 ve Al 0 4

2 O 2- – 4 e à O 2 3

Her iki denklemi de toplayalım ve elde edelim

4 Al 3+ + 6 O 2- à 4 Al 0 +3 O 2 0 (iyonik reaksiyon denklemi)

2 Al 2 O 3 à 4 Al + 3 O 2

Çözeltilerin elektrolizi

Sulu bir elektrolit çözeltisinden elektrik akımı geçirilmesi durumunda, çözeltinin elektronlarla da etkileşime girebilen su molekülleri içermesi durumu karmaşık hale getirir. Bir su molekülünde hidrojen ve oksijen atomlarının polar bir kovalent bağla bağlandığını hatırlayın. Oksijenin elektronegatifliği hidrojeninkinden daha büyüktür, dolayısıyla paylaşılan elektron çiftleri oksijen atomuna doğru yönelir. Oksijen atomunda kısmi negatif yük

δ+

, δ- ile gösterilir ve hidrojen atomlarında kısmi bir pozitif yük vardır, δ+ ile gösterilir.

│

HAYIR δ-

H delta+

Bu yük değişimi nedeniyle su molekülünün pozitif ve negatif “kutupları” vardır. Bu nedenle, su molekülleri pozitif yüklü kutup tarafından negatif yüklü elektroda - katoda ve negatif kutup - pozitif yüklü elektroda - anoda çekilebilir. Katotta su moleküllerinde azalma meydana gelebilir ve hidrojen açığa çıkar:

Anotta su moleküllerinin oksidasyonu meydana gelebilir ve oksijen açığa çıkabilir:

2H20 - 4e - = 4H + + O2 Bu nedenle katotta elektrolit katyonları veya su molekülleri indirgenebilir. Bu iki süreç birbiriyle yarışıyor gibi görünüyor. Katotta gerçekte hangi işlemin gerçekleştiği metalin doğasına bağlıdır. .

Katotta metal katyonlarının mı yoksa su moleküllerinin mi indirgeneceği metalin katottaki konumuna bağlıdır.

Metal hidrojenin sağındaki voltaj serisinde ise katotta metal katyonları indirgenir ve serbest metal açığa çıkar. Metal alüminyumun solundaki voltaj serisinde ise katotta su molekülleri indirgenir ve hidrojen açığa çıkar. Son olarak, çinkodan kurşuna metal katyonları durumunda, ya metal evrimi ya da hidrojen evrimi meydana gelebilir ve bazen hem hidrojen hem de metal evrimi aynı anda meydana gelebilir. Genel olarak bu oldukça karmaşık bir durumdur; çoğu şey reaksiyon koşullarına bağlıdır: çözelti konsantrasyonu, elektrik akımı ve diğerleri.

Anotta iki işlemden biri de meydana gelebilir: elektrolit anyonlarının oksidasyonu veya su moleküllerinin oksidasyonu. Gerçekte hangi işlemin gerçekleşeceği anyonun doğasına bağlıdır. Oksijensiz asitlerin tuzlarının veya asitlerin elektrolizi sırasında, anyonlar anotta oksitlenir. Tek istisna florür iyonudur F-

.Oksijen içeren asitlerde su molekülleri anotta oksitlenir ve oksijen açığa çıkar.

Örnek 1. Sulu bir sodyum klorür çözeltisinin elektrolizine bakalım.

Sulu bir sodyum klorür çözeltisi sodyum katyonları içerecektir

Na +, klor anyonları Cl - ve su molekülleri.

2 NaCl à 2 Na + + 2 Cl -

2H 2 O - 2 H + + 2 OH -

katot (-) 2 Na+;

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

Örnek 2.2 Cl - – 2е à 2 Cl 0 2NaCl + 2H20 - H2 + Cl2 + 2NaOH Kimyasal aktivite anyonlar olası değildir aktivite azalır. Ve eğer tuz içeriyorsa

SO 4 2-

?

Bir nikel sülfat çözeltisinin elektrolizini ele alalım ( II ).

Nikel sülfat (

) iyonlara ayrışır Ni 2+ ve SO 4 2-: NiSO 4 ve Ni 2+ + SO 4 2-

H 2 O à H + + OH -

Nikel katyonları metal iyonları arasında bulunur

Al 3+ ve Pb 2+

Nikel sülfat (

gerilim serisinde orta bir konuma sahip olan katottaki indirgeme işlemi her iki şemaya göre gerçekleşir: 2H20 + 2e - = H2 + 2OH - Oksijen içeren asitlerin anyonları anotta oksitlenmez (

anyon aktivite serisi

), su moleküllerinin oksidasyonu meydana gelir:

Denklemin sağ tarafında hem H + hem de AH- su moleküllerini oluşturmak üzere bir araya gelirler:

H + + OH - à H 2 O

Dolayısıyla denklemin sağ tarafında 4 H+ iyonu ve 2 iyon yerine AH- 2 su molekülü ve 2 H+ iyonunu yazalım:

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

Denklemin her iki tarafındaki iki su molekülünü azaltalım:

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

Bu kısa bir iyonik denklemdir. İyonik denklemin tamamını elde etmek için her iki tarafa da bir sülfat iyonu eklemeniz gerekir. 2NaCl + 2H20 - H2 + Cl2 + 2NaOH nikel sülfatın ayrışması sırasında oluşan ( aktivite ) ve reaksiyona katılmamak:

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

Böylece, bir nikel sülfat çözeltisinin elektrolizi sırasında ( aktivite ) Katotta hidrojen ve nikel, anotta ise oksijen salınır.

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

Örnek 3. Sulu bir sodyum sülfat çözeltisinin inert bir anotla elektrolizi sırasında meydana gelen işlemler için denklemler yazın.

Standart elektrot sistemi potansiyeli Na + + e = Na 0, nötr sulu ortamdaki (-0,41 V) sulu elektrotun potansiyelinden önemli ölçüde daha negatiftir. Bu nedenle, hidrojenin salınmasıyla birlikte katotta suyun elektrokimyasal indirgenmesi meydana gelecektir.

2H 2 O - 2 H + + 2 OH -

ve Na iyonları + katoda gelen çözeltinin ona bitişik kısmında (katot boşluğu) birikecektir.

Anotta suyun elektrokimyasal oksidasyonu meydana gelecek ve oksijen salınımına yol açacaktır.

2 H 2 O – 4e à O 2 + 4 H +

bu sisteme karşılık geldiğinden beri standart elektrot potansiyeli (1,23 V), sistemi karakterize eden standart elektrot potansiyelinden (2,01 V) önemli ölçüde düşüktür

2 SO 4 2- + 2 e = S 2 Ö 8 2- .

SO 4 2- iyonları Elektroliz sırasında anoda doğru hareket eden akım anot boşluğunda birikecektir.

Katodik işlem denklemini ikiyle çarparak ve bunu anodik işlem denklemiyle ekleyerek elektroliz işleminin toplam denklemini elde ederiz:

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

Katot uzayında iyonların ve anot uzayında iyonların eş zamanlı birikiminin meydana geldiği göz önüne alındığında, sürecin genel denklemi aşağıdaki biçimde yazılabilir:

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

Böylece, hidrojen ve oksijenin salınmasıyla eş zamanlı olarak sodyum hidroksit (katot boşluğunda) ve sülfürik asit (anot boşluğunda) oluşur.

Örnek 4.Bakır sülfat çözeltisinin elektrolizi ( II) CuS04.

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

katot (-) Cu 2+ + 2e - Cu 0 2

anot (+) 2H 2 O – 4 e à O 2 + 4H + 1

H+ iyonları çözeltide kalır 2NaCl + 2H20 - H2 + Cl2 + 2NaOH Çünkü sülfürik asit birikiyor.

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

Örnek 5. Bakır klorür çözeltisinin elektrolizi ( II) CuCl 2.

Katot (-)<-- Cu 2+ + 2Cl - à анод (+)

katot (-) Cu 2+ + 2e - Cu 0

anot (+) 2Cl - – 2e à Cl 0 2

Her iki denklem de iki elektron içerir.

Cu 2+ + 2e Cu 0 1

2Cl - ---– 2e Cl 2 1

Cu 2+ + 2 Cl - à Cu 0 + Cl 2 (iyonik denklem)

CuCl 2 - Cu + Cl 2 (moleküler denklem)

Örnek 6. Gümüş nitrat çözeltisinin elektrolizi AgNO3.

Katot (-)<-- Ag + + NO 3 - à Анод (+)

katot (-) Ag + + e à Ag 0

anot (+) 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 (iyonik denklem)

4 Ag + + 2 H 2 Oà 4 Ag 0 + 4 H + + O 2 + 4 HAYIR 3 - (tam iyonik denklem)

4 AgNO 3 + 2 H 2 Oà 4 Ag 0 + 4 HNO 3 + O 2 (moleküler denklem)

Örnek 7. Hidroklorik asit çözeltisinin elektroliziHC1.

Katot (-)<-- H + + Cl - à anot (+)

katot (-) 2H + + 2 eà H 2

anot (+) 2Cl - – 2 eà Cl 2

2 H + + 2 Cl - à H 2 + Cl 2 (iyonik denklem)

2 HC1à H 2 + Cl 2 (moleküler denklem)

Örnek 8. Sülfürik asit çözeltisinin elektroliziH 2 BU YÜZDEN 4 .

Katot (-) <-- 2H + + SO 4 2- à gerilim serisinde orta bir konuma sahip olan katottaki indirgeme işlemi her iki şemaya göre gerçekleşir: (+)

katot (-)2H+ + 2eà H2

gerilim serisinde orta bir konuma sahip olan katottaki indirgeme işlemi her iki şemaya göre gerçekleşir:(+) 2H20 – 4eà O2 + 4H+

2H+ + 2eà H 2 2

2H 2 Ö – 4eà O2 + 4H+1

4H+ + 2H2Oà 2H2 + 4H+ +O2

2H2Oà 2H2 + O2

Örnek 9. Potasyum hidroksit çözeltisinin elektroliziKOH.

Katot (-)<-- k + + AH - à anot (+)

Potasyum alüminyumun solundaki metallerin voltaj serisinde olduğundan, katotta potasyum katyonları azaltılmayacaktır, bunun yerine su moleküllerinde azalma meydana gelecektir:

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

katot(-) 2H 2 Ö + 2eà H2 +2OH - 2

gerilim serisinde orta bir konuma sahip olan katottaki indirgeme işlemi her iki şemaya göre gerçekleşir:(+) 4OH - - 4eà 2H 2 O +O 2 1

4H20 + 4OH -à 2H2 + 4OH - + 2H20 + O2

2 H 2 Oà 2 H 2 + O 2

Örnek 10. Potasyum nitrat çözeltisinin elektroliziBİLİYORUM 3 .

Katot (-) <-- K + + NO 3 - à gerilim serisinde orta bir konuma sahip olan katottaki indirgeme işlemi her iki şemaya göre gerçekleşir: (+)

2H 2 Ö + 2eà H 2 +2OH - 2H 2 O – 4eà O2+4H+

katot(-) 2H 2 Ö + 2eà H2+2OH-2

gerilim serisinde orta bir konuma sahip olan katottaki indirgeme işlemi her iki şemaya göre gerçekleşir:(+) 2H20 – 4eà O2 + 4H+1

4H20 + 2H20à 2H2 + 4OH - + 4H ++ O2

2H2Oà 2H2 + O2

Alüminyumun solundaki metallerin voltaj serisinde bulunan metallerle oksijen içeren asitler, alkaliler ve oksijen içeren asitlerin tuzlarının çözeltilerinden bir elektrik akımı geçtiğinde, suyun elektrolizi pratik olarak gerçekleşir. Bu durumda katotta hidrojen, anotta ise oksijen açığa çıkar.

Sonuçlar. Elektrolitlerin sulu çözeltilerinin elektroliz ürünlerini belirlerken, en basit durumlarda aşağıdaki hususlara rehberlik edilebilir:

1. Standart potansiyelin küçük cebirsel değeri olan metal iyonları -Li + ileAl 3+ kapsayıcı - elektronları yeniden ekleme eğilimi çok zayıftır, bu bakımdan iyonlara göre daha düşüktürH + (santimetre. Katyon aktivite serisi). Bu katyonları içeren bileşiklerin sulu çözeltilerinin elektrolizi sırasında iyonlar, katotta oksitleyici bir ajanın işlevini yerine getirir.H + , şemaya göre geri yükleme:

2 H 2 O+ 2 eà H 2 + 2OH -

2.Standart potansiyellerin pozitif değerlerine sahip metal katyonları (Cu 2+ , Ag + , Hg 2+ vb.) iyonlara kıyasla elektron ekleme eğilimi daha yüksektir. Tuzlarının sulu çözeltilerinin elektrolizi sırasında, katottaki oksitleyici maddenin işlevi bu katyonlar tarafından serbest bırakılırken, aşağıdaki şemaya göre metale indirgenir:

Cu 2+ +2 eà Cu 0

3. Metal tuzlarının sulu çözeltilerinin elektrolizi sırasındaZn, Fe, CD, Hayırvb., listelenen gruplar arasındaki voltaj serisinde orta bir pozisyonda yer alan katottaki indirgeme işlemi her iki şemaya göre gerçekleşir. Bu durumlarda açığa çıkan metalin kütlesi, bir kısmı hidrojen oluşumuna harcanan akan elektrik akımı miktarına karşılık gelmez.

4. Elektrolitlerin sulu çözeltilerinde, monoatomik anyonlar (Cl - , kardeşim - , J - ), oksijen içeren anyonlar (HAYIR 3 - , BU YÜZDEN 4 2- , P.O. 4 3- ve diğerleri) ve ayrıca suyun hidroksil iyonları. Bunlardan halojenür iyonları daha güçlü indirgeyici özelliklere sahiptir.F.AHiyonlarHC1, bunlar ve çok atomlu anyonlar arasında bir ara pozisyon işgal eder., Bu nedenle sulu çözeltilerin elektrolizi sırasındaHBr

2 H.J. - -2 eà H.J. 2 0

veya bunların anottaki tuzları, halojenür iyonlarının oksidasyonu aşağıdaki şemaya göre gerçekleşir:

4 X – 4 eà 2 H 2 O + O 2 + 4 H +

.

Sülfatların, nitratların, fosfatların vb. sulu çözeltilerinin elektrolizi sırasında.

Bir indirgeyici maddenin işlevi, aşağıdaki şemaya göre oksitleyici iyonlar tarafından gerçekleştirilir: HOH Görevler.

ZAyazlık 1. Bir bakır sülfat çözeltisinin elektrolizi sırasında katotta 48 g bakır açığa çıktı.0 4 2 ".

Anotta açığa çıkan gazın hacmini ve çözeltide oluşan sülfürik asitin kütlesini bulun.

Çözeltideki bakır sülfat hiçbir iyonu ayırmaz

C2+ ve12

S |1

CuS0 4 = Cu 2+ + S0 4 2 "

Katot ve anotta meydana gelen işlemlerin denklemlerini yazalım. Katotta Cu katyonları azalır ve anotta su elektrolizi meydana gelir:

Cu 2+ +2e- = Cu

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

Genel elektroliz denklemi:

2Cu2+ + 2H2O = 2Cu + 4H+ + O2 (kısa iyonik denklem)

Bakır sülfatın ayrışması sırasında oluşan denklemin her iki tarafına 2 sülfat iyonu ekleyelim ve iyonik denklemin tamamını elde edelim:

Reaksiyon denklemine göre katotta 2 mol bakır salındığında anotta 1 mol oksijen açığa çıkar. Katotta 0,75 mol bakır salınıyor, anotta x mol oksijen salınıyor. Orantı kuralım:

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

Anotta 0,375 mol oksijen açığa çıktı,

v(O2) = 0,375 mol.

Açığa çıkan oksijenin hacmini hesaplayalım:

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

Reaksiyon denklemine göre katotta 2 mol bakır salındığında çözeltide 2 mol sülfürik asit oluşur, yani katotta 0,75 mol bakır salınırsa 0,75 mol sülfürik asit oluşur. çözeltide v(H2SO4) = 0,75 mol.

Sülfürik asidin molar kütlesini hesaplayalım:

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

Sülfürik asitin kütlesini hesaplayalım:

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

Anotta 8,4 litre oksijen açığa çıktı; Çözeltide 73,5 g sülfürik asit oluştu

Problem 2. 111,75 g potasyum klorür içeren sulu bir çözeltinin elektrolizi sırasında katot ve anotta açığa çıkan gazların hacmini bulun. Çözeltide hangi madde oluştu? Kütlesini bulun.

Çözeltideki potasyum klorür K+ ve Cl iyonlarına ayrışır:

2КС1 =К+ + Сl

Katotta potasyum iyonları azaltılmaz; bunun yerine su molekülleri azaltılır. Anotta klorür iyonları oksitlenir ve klor açığa çıkar:

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

CuS0 4 = Cu 2+ + S0 4 2 "

2SG-2e" = C12|1

2СГl+ 2Н2О = Н2 + 2ОН" + С12 (kısa iyonik denklem) Çözelti ayrıca potasyum klorürün ayrışması sırasında oluşan ve reaksiyona katılmayan K+ iyonlarını da içerir:

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

Denklemi moleküler formda yeniden yazalım:

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

Katotta hidrojen, anotta klor açığa çıkar ve çözeltide potasyum hidroksit oluşur.

Çözelti 111.75 g potasyum klorür içeriyordu.

Potasyum klorürün molar kütlesini hesaplayalım:

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

Potasyum klorür miktarını hesaplayalım:

Reaksiyon denklemine göre 2 mol potasyum klorürün elektrolizi sırasında 1 mol klor açığa çıkar. 1,5 mol potasyum klorürün elektrolizinin x mol klor üretmesine izin verin.

Orantı kuralım:

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

0,75 mol klor açığa çıkacaktır, v(C!2) = 0,75 mol. Reaksiyon denklemine göre anotta 1 mol klor salındığında katotta 1 mol hidrojen salınır. Bu nedenle anotta 0,75 mol klor salınırsa katotta 0,75 mol hidrojen salınır, v(H2) = 0,75 mol.

Hidrojenin hacmi klorun hacmine eşittir:

Y(H2) = Y(C12) = 16,81.

Reaksiyon denklemine göre, 2 mol potasyum klorürün elektrolizi 2 mol potasyum hidroksit üretir; bu, 0,75 mol potasyum klorürün elektrolizinin 0,75 mol potasyum hidroksit ürettiği anlamına gelir. Potasyum hidroksitin molar kütlesini hesaplayalım:

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

Potasyum hidroksitin kütlesini hesaplayalım:

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. Katotta 16,8 litre hidrojen açığa çıktı, anotta 16,8 litre klor açığa çıktı ve çözeltide 42 g potasyum hidroksit oluştu.

Problem 3. 19 g iki değerlikli metal klorür çözeltisinin elektrolizi sırasında anotta 8,96 litre klor açığa çıktı. Hangi metal klorürün elektrolize tabi tutulduğunu belirleyin. Katotta açığa çıkan hidrojenin hacmini hesaplayın.

Bilinmeyen metal M'yi gösterelim, klorürünün formülü MC12'dir. Anotta klorür iyonları oksitlenir ve klor açığa çıkar. Durum, katotta hidrojenin salındığını, dolayısıyla su moleküllerinin azalmasının meydana geldiğini söylüyor:

2Н20 + 2е- = Н2 + 2ОH|1

2Cl-2e" = C12! 1

CuS0 4 = Cu 2+ + S0 4 2 "

2Cl + 2H2O = H2 + 2OH" + C12 (kısa iyonik denklem)

Çözelti ayrıca reaksiyon sırasında değişmeyen M2+ iyonlarını da içerir.

Reaksiyonun tam iyonik denklemini yazalım:

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

Reaksiyon denklemini moleküler formda yeniden yazalım:

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

Anotta açığa çıkan klor miktarını bulalım:

Reaksiyon denklemine göre bilinmeyen bir metalin 1 mol klorürünün elektrolizi sırasında 1 mol klor açığa çıkar. 0,4 mol klor açığa çıkarsa, 0,4 mol metal klorür elektrolize tabi tutuldu. Metal klorürün molar kütlesini hesaplayalım:

Bilinmeyen metal klorürün molar kütlesi 95 g/mol'dür.

İki klor atomu başına 35,5"2 = 71 g/mol vardır.

m(H2S04) = v(H2S04>M(H2S04) = = 0,75 mol «98 g/mol = 73,5 g. Bu nedenle metalin molar kütlesi 95-71 = 24 g/mol'dür. Magnezyum bu molar kütleye karşılık gelir.

Reaksiyon denklemine göre anotta salınan 1 mol klor için katotta 1 mol hidrojen salınır. Bizim durumumuzda anotta 0,4 mol klor açığa çıktı, bu da katotta 0,4 mol hidrojenin salındığı anlamına geliyor.

Hidrojenin hacmini hesaplayalım:

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

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

Her iki denklemi birlikte toplayalım:

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

6H2O = 2H2 + 4H2O + O2 veya

2H2O = 2H2 + 02

Aslında, bir potasyum sülfat çözeltisinin elektrolizi meydana geldiğinde suyun elektrolizi de meydana gelir.

Bir çözeltideki çözünen maddenin konsantrasyonu aşağıdaki formülle belirlenir:

С=m(çözünen) %100 / m(çözelti)

Elektroliz sonunda potasyum sülfat çözeltisinin konsantrasyonunu bulmak için potasyum sülfatın kütlesini ve çözeltinin kütlesini bilmeniz gerekir. Potasyum sülfatın kütlesi reaksiyon sırasında değişmez. Orijinal çözeltideki potasyum sülfatın kütlesini hesaplayalım. Başlangıç ​​çözeltisinin konsantrasyonunu C olarak gösterelim.

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

Elektroliz sırasında suyun bir kısmı hidrojen ve oksijene dönüştürüldüğü için çözeltinin kütlesi değişir.

Açığa çıkan oksijen miktarını hesaplayalım: 2(O

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

Reaksiyon denklemine göre 2 mol su, 1 mol oksijen üretir. X mol suyun ayrışması sırasında 0,65 mol oksijen açığa çıksın. Orantı kuralım:

1,3 mol su ayrıştı, v(H2O) = 1,3 mol.

Suyun molar kütlesini hesaplayalım:

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

Ayrışmış suyun kütlesini hesaplayalım:

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

Potasyum sülfat çözeltisinin kütlesi 23,4 g azalarak 200-23,4 = 176,6 g oldu. Şimdi elektroliz sonunda potasyum sülfat çözeltisinin konsantrasyonunu hesaplayalım:

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

elektroliz sonunda çözeltinin konsantrasyonu% 17'dir.

*Görev 5. 188,3 g sodyum ve potasyum klorür karışımı suda çözüldü ve elde edilen çözeltiden bir elektrik akımı geçirildi.

Elektroliz sırasında katotta 33,6 litre hidrojen açığa çıktı. Karışımın bileşimini ağırlıkça yüzde olarak hesaplayın.

Potasyum ve sodyum klorür karışımı suda çözüldükten sonra çözelti K+, Na+ ve Cl- iyonlarını içerir. Katotta ne potasyum iyonları ne de sodyum iyonları indirgenmez; Anotta klorür iyonları oksitlenir ve klor açığa çıkar:

Denklemleri moleküler biçimde yeniden yazalım:

Karışımın içerdiği potasyum klorür miktarını x mol, sodyum klorür miktarını mol olarak gösterelim. Reaksiyon denklemine göre 2 mol sodyum veya potasyum klorürün elektrolizi sırasında 1 mol hidrojen açığa çıkar. Bu nedenle, x mol potasyum klorürün elektrolizi sırasında x/2 veya 0,5x mol hidrojen oluşur ve x mol sodyum klorürün elektrolizi sırasında 0,5y mol hidrojen oluşur. Miktarı bulalım

hidrojen maddeleri

, karışımın elektrolizi sırasında salınır:

Denklemi yapalım: 0,5x + 0,5y = 1,5

Potasyum ve sodyum klorürlerin molar kütlelerini hesaplayalım:

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

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

Kütle x mol potasyum klorür şuna eşittir:

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

Bir mol sodyum klorürün kütlesi:

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

Karışımın kütlesi 188,3 gr, ikinci denklemi oluşturalım:

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

Böylece iki bilinmeyenli iki denklemden oluşan bir sistemi çözüyoruz:

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

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

İlk denklemden x'i ifade ediyoruz:

x + y = 1,5/0,5 = 3, x = 3-y Bu x değerini yerine koyalım

ikinci denklem

, şunu elde ederiz:

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

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

-16у = -35,2 y = 2,2 %100 / 188,3g = %31,65 Haydi hesaplayalım

kütle kesri

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

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

Suyla kolayca etkileşime giren yüksek derecede aktif metaller (sodyum, alüminyum, magnezyum, kalsiyum vb.) Elde etmek için erimiş tuzların veya oksitlerin elektrolizi kullanılır:

karışım %31,65 potasyum klorür ve %68,35 sodyum klorür içerir.

Erimiş tuzların elektrolizi

1. Erimiş bakır (II) klorürün elektrolizi.

Elektrot işlemleri yarı reaksiyonlarla ifade edilebilir:

katot K(-) üzerinde: Cu 2+ + 2e = Cu 0 - katodik indirgeme

anotta A(+): 2Cl – - 2e = Cl 2 - anodik oksidasyon

Bir maddenin elektrokimyasal ayrışmasının genel reaksiyonu, iki elektrot yarı reaksiyonunun toplamıdır ve bakır klorür için aşağıdaki denklemle ifade edilir:

Cu 2+ + 2 Cl – = Cu + Cl 2

Alkalilerin ve oksoasit tuzlarının elektrolizi sırasında anotta oksijen açığa çıkar:

4OH – - 4e = 2H2O + O2

2SO 4 2– - 4e = 2SO 3 + O 2

2. Potasyum klorür eriyiğinin elektrolizi:

Çözeltilerin elektrolizi

Elektrolitlerin çözeltileri veya eriyiklerindeki elektrotlarda, içinden bir elektrik akımı geçtiğinde meydana gelen redoks reaksiyonları dizisine elektroliz denir.

Elektroliz sırasında hem anotta hem de katotta birbiriyle yarışan işlemler meydana gelebilir.

Elektroliz, inert (tükenmeyen) bir anot (örneğin, grafit veya platin) kullanılarak gerçekleştirildiğinde, kural olarak, iki oksidatif ve iki indirgeme işlemi rekabet eder:
anotta - anyonların ve hidroksit iyonlarının oksidasyonu,
katotta - katyonların ve hidrojen iyonlarının azaltılması.

Elektroliz, aktif (sarf malzemesi) bir anot kullanılarak gerçekleştirildiğinde, süreç daha karmaşık hale gelir ve elektrotlar üzerindeki rakip reaksiyonlar şunlardır:
anotta - anyonların ve hidroksit iyonlarının oksidasyonu, metalin anodik çözünmesi - anot malzemesi;
katotta - tuz katyonu ve hidrojen iyonlarının azaltılması, anodun çözülmesiyle elde edilen metal katyonlarının azaltılması.

Anot ve katotta en olası proses seçilirken en az enerji gerektiren reaksiyonun gerçekleşeceği pozisyondan ilerlemek gerekir. Ek olarak, tuz çözeltilerinin inert bir elektrotla elektrolizi sırasında anot ve katotta en olası işlemi seçmek için aşağıdaki kurallar kullanılır:

1. Anotta aşağıdaki ürünler oluşabilir:

a) SO4 2-, NO - 3, PO 4 3- anyonları içeren çözeltilerin ve alkali çözeltilerin elektrolizi sırasında, anotta su oksitlenir ve oksijen açığa çıkar;

A + 2H 2 Ö - 4e - = 4H + + Ö 2

b) Cl-, Br-, I- anyonlarının oksidasyonu sırasında sırasıyla klor, brom ve iyot açığa çıkar;

A + Cl - +e - = Cl 0

2. Katotta aşağıdaki ürünler oluşabilir:

a) Al3+'nın solundaki voltaj serisinde bulunan iyonları içeren tuz çözeltilerinin elektrolizi sırasında katotta su azalır ve hidrojen açığa çıkar;

K - 2H20 + 2e - = H2 + 2OH -

b) metal iyonu voltaj serisinde hidrojenin sağında bulunuyorsa, katotta metal salınır.

K - Ben n+ + ne - = Ben 0

c) Al + ve H + arasındaki voltaj serisinde yer alan iyonları içeren tuz çözeltilerinin elektrolizi sırasında, katotta hem katyon indirgeme hem de hidrojen oluşumuna ilişkin rakip süreçler meydana gelebilir.

Örnek: Sulu bir gümüş nitrat çözeltisinin inert elektrotlar üzerinde elektrolizi

Gümüş nitratın ayrışması:

AgNO 3 = Ag + + NO 3 -

Sulu bir AgN03 çözeltisinin elektrolizi sırasında, katotta Ag + iyonlarının indirgenmesi meydana gelir ve anotta su moleküllerinin oksidasyonu meydana gelir:

Katot: Аg + + e = А g

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

Özet denklem:_______________________________________________

4AgNO3 + 2H2O = 4Ag + 4HNO3 + O2

Sulu çözeltilerin elektrolizi için şemalar hazırlayın: a) bakır sülfat; b) magnezyum klorür; c) potasyum sülfat.

Her durumda elektroliz, karbon elektrotlar kullanılarak gerçekleştirilir.

Örnek: Sulu bir bakır klorür çözeltisinin inert elektrotlar üzerinde elektrolizi

Bakır klorürün ayrışması:

CuCl 2 ↔ Cu 2+ + 2Cl -

Çözelti, bir elektrik akımının etkisi altında ilgili elektrotlara yönlendirilen Cu2+ ve 2Cl iyonlarını içerir:

Katot - Cu 2+ + 2e = Cu 0

Anot + 2Cl - - 2e = Cl 2

_______________________________

CuCl2 = Cu + Cl2

Katotta metalik bakır açığa çıkar ve anotta klor gazı açığa çıkar.

Bir CuCl2 çözeltisinin ele alınan elektrolizi örneğinde anot olarak bir bakır plaka alırsak, o zaman Cl 0 iyonlarını boşaltmak ve klor, oksidasyonu serbest bırakmak yerine, katotta ve oksidasyon işlemlerinin meydana geldiği anotta bakır salınır. anotta (bakır) meydana gelir.

Bu durumda anodun kendisi çözünür ve Cu2+ iyonları formunda çözeltiye girer.

CuCl2'nin çözünür bir anotla elektrolizi şu şekilde yazılabilir:

Tuz çözeltilerinin çözünür bir anotla elektrolizi, anot malzemesinin oksidasyonuna (çözünmesine) indirgenir ve buna metalin anottan katoda transferi eşlik eder. Bu özellik, metallerin kirletici maddelerden arındırılmasında (temizlenmesinde) yaygın olarak kullanılmaktadır.

Örnek: Sulu bir magnezyum klorür çözeltisinin inert elektrotlar üzerinde elektrolizi

Magnezyum klorürün sulu çözeltide ayrışması:

MgCl 2 ↔ Mg 2+ +2Сl -

Magnezyum iyonları sulu bir çözeltide indirgenemez (su azaltılır), klorür iyonları oksitlenir.

Elektroliz şeması:

Örnek: Sulu bir bakır sülfat çözeltisinin inert elektrotlar üzerinde elektrolizi

Çözeltide bakır sülfat iyonlara ayrışır:

CuS04 = Cu2+ + SO42-

Bakır iyonları sulu bir çözeltide katotta indirgenebilir.

Sulu bir çözeltideki sülfat iyonları oksitlenmez, dolayısıyla anotta su oksidasyonu meydana gelir.

Elektroliz şeması:

İnert elektrotlar üzerinde aktif bir metal tuzunun ve oksijen içeren bir asidin (K2S04) sulu bir çözeltisinin elektrolizi

Örnek: Potasyum sülfatın sulu çözeltide ayrışması:

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

Sulu çözeltide potasyum iyonları ve sülfat iyonları elektrotlardan boşaltılamaz, bu nedenle katotta indirgeme, anotta ise suyun oksidasyonu meydana gelir.

Elektroliz şeması:

veya 4H + + 4OH - = 4H20 olduğu göz önüne alındığında (karıştırılarak gerçekleştirilir),

H2O2H2+O2

Aktif bir metal tuzunun ve oksijen içeren bir asidin sulu çözeltisinden bir elektrik akımı geçirilirse, ne metal katyonları ne de asit kalıntısının iyonları boşaltılmaz.

Katotta hidrojen salınır ve anotta oksijen salınır ve elektroliz, suyun elektrolitik ayrışmasına indirgenir.

Sodyum hidroksitin eriyik elektrolizi

Suyun elektrolizi her zaman inert bir elektrolit varlığında gerçekleştirilir (çok zayıf bir elektrolitin - suyun elektriksel iletkenliğini arttırmak için):

Faraday yasası

Elektrik akımının etkisi altında oluşan madde miktarının zamana, akımın gücüne ve elektrolitin doğasına bağımlılığı, Faraday'ın genelleştirilmiş yasasına dayanarak belirlenebilir:

m, elektroliz sırasında oluşan maddenin kütlesidir (g);

E, maddenin eşdeğer kütlesidir (g/mol);

M, maddenin molar kütlesidir (g/mol);

n verilen veya alınan elektronların sayısıdır;

ben - mevcut güç (A);

t - işlem süresi (süreleri);

F, Faraday sabitidir ve bir maddenin 1 eşdeğer kütlesini serbest bırakmak için gereken elektrik miktarını karakterize eder (F = 96.500 C/mol = 26,8 Ah/mol).

İnorganik bileşiklerin hidrolizi

Tuz iyonlarının su ile etkileşime girerek zayıf elektrolit moleküllerinin oluşumuna tuz hidrolizi denir.

Tuzu, bir bazın asitle nötrleştirilmesinin bir ürünü olarak düşünürsek, tuzları her biri için hidrolizin kendi yolunda ilerleyeceği dört gruba ayırabiliriz. 1. Güçlü bir baz ve güçlü bir asit (KBr, NaCl, NaNO3) tarafından oluşturulan bir tuz, bu durumda hidrolize uğramayacaktır. zayıf elektrolit

oluşmadı. Çevrenin tepkisi nötr kalıyor.

2. Zayıf bir baz ve güçlü bir asit FeCl2, NH4Cl, Al2 (S04)3, MgS04) tarafından oluşturulan bir tuzda katyon hidrolize uğrar:

FeCl2 + HOH → Fe(OH)Cl + HCl

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

Hidroliz sonucunda zayıf bir elektrolit, H+ iyonu ve diğer iyonlar oluşur. çözelti pH'ı

3. Güçlü bir baz ve zayıf bir asitten (KClO, K2SiO3, Na2C03, CH3COONa) oluşan bir tuz, anyonda hidrolize uğrayarak zayıf bir elektrolit, hidroksit iyonu ve diğer iyonların oluşmasına neden olur. .

K 2 SiO 3 + HOH → KHSiO 3 + KOH

2K + +SiO3 2- + H + + OH - → HSiO3 - + 2K + + OH -

Bu tür çözeltilerin pH'ı > 7'dir (çözelti alkalin hale gelir).

4. Zayıf bir baz ve zayıf bir asitten (CH3COONH4, (NH4)2C03, Al2S3) oluşan bir tuz, hem katyon hem de anyon tarafından hidrolize edilir. Sonuç olarak, hafifçe ayrışan bir baz ve asit oluşur. Bu tür tuzların çözeltilerinin pH'ı asit ve bazın bağıl kuvvetine bağlıdır.

Zayıf bir asit ve güçlü bir bazın tuzunun hidrolizi için reaksiyon denklemlerini yazma algoritması

Tuzların hidrolizi için birkaç seçenek vardır: 1. Tuz hidrolizi zayıf asit

ve güçlü bir baz: (CH3COONa, KCN, Na2C03).

Örnek 1. Sodyum asetatın hidrolizi.

veya CH3COO – + Na + + H2O ↔ CH3COOH + Na + + OH –

CH3COO – + H2O ↔ CH3COOH + OH – Çünkü zayıf bir şekilde ayrışır, asetat iyonu H + iyonuna bağlanır ve suyun ayrışma dengesi Le Chatelier ilkesine göre sağa kayar.

OH - iyonları çözeltide birikir (pH >7)

Tuz bir polibazik asitten oluşuyorsa, hidroliz aşamalar halinde gerçekleşir.

Örneğin karbonat hidrolizi: Na 2 CO 3

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

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

Na2C03 + H20 = NaHC03 + NaOH

Genellikle yalnızca ilk aşamada meydana gelen süreç pratik öneme sahiptir ve bu, kural olarak tuzların hidrolizinin değerlendirilmesiyle sınırlıdır.

İkinci aşamadaki hidroliz dengesi, birinci aşamanın dengesiyle karşılaştırıldığında önemli ölçüde sola kaydırılır, çünkü ilk aşama ikinci aşamaya (H2CO3) göre daha zayıf bir elektrolit (HCO3 -) üretir.

Örnek 2. Rubidyum ortofosfatın hidrolizi.

1. Hidroliz tipini belirleyin:

Rb 3 PO 4 ↔ 3Rb + + P.O. 4 3–

Rubidyum – alkali metal hidroksiti güçlü bir bazdır, fosforik asit, özellikle fosfat oluşumuna karşılık gelen üçüncü ayrışma aşamasında zayıf bir asittir.

Anyonda hidroliz meydana gelir.

PO 3- 4 + H–OH ↔ HPO 2- 4 + OH – .

Ürünler hidrofosfat ve hidroksit iyonlarıdır, ortam alkalidir.

3. Moleküler denklemi oluşturun:

Rb3P04 + H20 ↔ Rb2HPO4 + RbOH.

Bir asit tuzu - rubidyum hidrojen fosfat elde ettik.

Güçlü bir asit ve zayıf bir bazın tuzunun hidrolizi için reaksiyon denklemlerini yazma algoritması

2. Tuz hidrolizi kuvvetli asit ve zayıf baz: NH4NO3, AlCl3, Fe2(S04)3.

Örnek 1. Amonyum nitratın hidrolizi.

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

NH4 + + H20 ↔ NH4OH + H +

Çoklu yüklü katyon durumunda hidroliz adım adım ilerler, örneğin:

Aşama I: Cu 2+ + HOH ↔ CuOH + + H +

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

CuCl2 + H2O = CuOHCl + HCl

Bu durumda, hidrojen iyonlarının konsantrasyonu ve çözeltideki ortamın pH'ı da esas olarak hidrolizin ilk aşaması tarafından belirlenir.

Örnek 2. Bakır(II) sülfatın hidrolizi

1. Hidroliz tipini belirleyin. Bu aşamada tuz ayrışma denklemini yazmak gerekir:

CuS04 ↔ Cu 2+ + SO 2- 4.

Bir tuz, zayıf bir bazın katyonu (vurguluyoruz) ve güçlü bir asidin anyonundan oluşur. Katyonun hidrolizi meydana gelir.

2. Hidrolizin iyonik denklemini yazıyoruz ve ortamı belirliyoruz:

Cu 2+ + H-OH ↔ CuOH + + H + .

Bir hidroksibakır(II) katyonu ve bir hidrojen iyonu oluşur, ortam asidiktir.

3. Moleküler bir denklem oluşturun.

Böyle bir denklemin derlenmesinde bazı şeylerin olduğu dikkate alınmalıdır. resmi sorun. Olumlu ve negatif parçacıklarÇözeltide yalnızca kağıt üzerinde bulunan nötr parçacıklar oluşturuyoruz. İÇİNDE bu durumda(CuOH)2SO4 formülünü oluşturabiliriz, ancak bunu yapmak için iyonik denklemimizi zihinsel olarak ikiyle çarpmamız gerekir.

Şunu elde ederiz:

2CuS04 + 2H20 ↔ (CuOH)2S04 + H2S04.

Reaksiyon ürününün bazik tuzlar grubuna ait olduğunu lütfen unutmayın. Ana tuzların adları gibi ara tuzların adları da anyon ve katyon adlarından oluşmalıdır; bu durumda tuza “hidroksibakır(II) sülfat” adını vereceğiz.

Zayıf bir asit ve zayıf bir bazın tuzunun hidrolizi için reaksiyon denklemlerini yazma algoritması

3. Zayıf bir asit ve zayıf bir bazın tuzunun hidrolizi:

Örnek 1. Amonyum asetatın hidrolizi.

CH3COO – + NH4 + + H2O ↔ CH3COOH + NH4OH

Bu durumda hafif ayrışmış iki bileşik oluşur ve çözeltinin pH'ı asit ve bazın bağıl kuvvetine bağlıdır.

Hidroliz ürünleri çözeltiden örneğin bir çökelti şeklinde çıkarılabiliyorsa veya gaz halindeki madde, daha sonra hidroliz tamamlanmaya devam eder.

Örnek 2. Alüminyum sülfürün hidrolizi.

Al 2 S 3 + 6H 2 Ö = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S

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

Örnek 3 Alüminyum asetatın hidrolizi

1. Hidroliz tipini belirleyin:

Al(CH3COO)3 = Al 3+ + 3CH 3 COO – .

Zayıf bir bazın katyonu ve zayıf bir asidin anyonlarından tuz oluşur.

2. Yaz iyonik denklemler hidroliz, ortamı belirleyin:

Al 3+ + H–OH ↔ AlOH 2+ + H +,

CH3COO – + H–OH ↔ CH3COOH + OH – .

Alüminyum hidroksitin çok zayıf bir baz olduğu göz önüne alındığında katyonun hidrolizinin daha büyük ölçüde anyondan daha. Sonuç olarak çözeltide fazla miktarda hidrojen iyonu olacak ve ortam asidik olacaktır.

Burada reaksiyon için özet bir denklem oluşturmaya çalışmanın bir anlamı yok. Her iki reaksiyon da geri dönüşümlüdür, birbirleriyle hiçbir bağlantısı yoktur ve bu tür bir toplama anlamsızdır.

3. Moleküler bir denklem kuralım:

Al(CH3COO)3 + H20 = AlOH(CH3COO)2 + CH3COOH.

Bu aynı zamanda tuz formüllerinin ve bunların isimlendirilmesinin hazırlanmasına yönelik resmi bir alıştırmadır. Ortaya çıkan tuza hidroksoalüminyum asetat diyelim.

Güçlü bir asit ve güçlü bir bazın tuzunun hidrolizi için reaksiyon denklemlerini yazma algoritması

4. Kuvvetli bir asit ve kuvvetli bir bazın oluşturduğu tuzlar hidrolize uğramazlar çünkü zayıf ayrışan tek bileşik H2O'dur.

Güçlü bir asit ve güçlü bir bazın tuzu hidrolize uğramaz ve çözelti nötrdür.