Угольный 2 электрода схема при электролизе



Угольный 2 электрода схема при электролизе
Угольный 2 электрода схема при электролизе

Электролиз расплавов солей


Для получения высокоактивных металлов (натрия, алюминия, магния, кальция и др.), легко вступающих во взаимодействие с водой, применяют электролиз расплава солей или оксидов:



Электродные процессы могут быть выражены полуреакциями:


на катоде K(-): Сu2+ + 2e = Cu0 - катодное восстановление


на аноде A(+): 2Cl– - 2e = Cl2 - анодное окисление


Общая реакция электрохимического разложения вещества представляет собой сумму двух электродных полуреакций, и для хлорида меди она выразится уравнением:


Cu2+ + 2 Cl– = Cu + Cl2


При электролизе щелочей и солей оксокислот на аноде выделяется кислород:


4OH– - 4e = 2H2O + O2


2SO42– - 4e = 2SO3 + O2



Электролиз растворов


Совокупность окислительно-восстановительных реакций, которые протекают на электродах в растворах или расплавах электролитов при пропускании через них электрического тока, называют электролизом.


На катоде «-» источника тока происходит процесс передачи электронов катионам из раствора или расплава, поэтому катод является «восстановителем».


На аноде «+» происходит отдача электронов анионами, поэтому анод является «окислителем».


При электролизе как на аноде, так и на катоде могут происходить конкурирующие процессы.


При проведении электролиза с использованием инертного (нерасходуемого) анода (например, графита или платины), как правило, конкурирующими являются два окислительных и два восстановительных процесса:
на аноде - окисление анионов и гидроксид-ионов,
на катоде - восстановление катионов и ионов водорода.


При проведении электролиза с использованием активного (расходуемого) анода процесс усложняется и конкурирующими реакциями на электродах являются:
на аноде - окисление анионов и гидроксид-ионов, анодное растворение металла - материала анода;
на катоде - восстановление катиона соли и ионов водорода, восстановление катионов металла, полученных при растворении анода.


При выборе наиболее вероятного процесса на аноде и катоде следует исходить из положения, что будет протекать та реакция, для которой требуется наименьшая затрата энергии. Кроме того, для выбора наиболее вероятного процесса на аноде и катоде при электролизе растворов солей с инертным электродом используют следующие правила:


а) при электролизе растворов, содержащих в своем составе анионы SO42-, NО-3, РО43-, а также растворов щелочей на аноде окисляется вода и выделяется кислород;


А+ 2H2O - 4e- = 4H+ + O2


б) при окислении анионов Сl-, Вr-, I- выделяются соответственно хлор, бром, иод;


А+ Cl- +e- = Cl0


а) при электролизе растворов солей, содержащих ионы, расположенные в ряду напряжений левее Аl3+, на катоде восстанавливается вода и выделяется водород;


К- 2H2O + 2e- = H2 + 2OH-


б) если ион металла расположен в ряду напряжений правее водорода, то на катоде выделяется металл.


К- Men+ + ne- = Me0


в) при электролизе растворов солей, содержащих ионы, расположенные в ряду напряжений между Al+ и Н+ , на катоде могут протекать конкурирующие процессы как восстановления катионов, так и выделения водорода.


Диссоциация нитрата серебра:


АgNО3 = Аg+ + NO3-


При электролизе водного раствора АgNО3 на катоде происходит восстановление ионов Аg+, а на аноде — окисление молекул воды:


Катод: Аg+ + е = А g


Анод: 2Н2О - 4е = 4Н+ + О2

Суммарное уравнение:______________________________________________


4AgNО3 + 2Н2О = 4Ag + 4НNО3 + О2


Составьте схемы электролиза водных растворов: а) сульфата меди; б) хлорида магния; в) сульфата калия.


Во всех случаях электролиз проводится с использованием угольных электродов.


Диссоциация хлорида меди:


CuCl2 ↔ Сu2+ + 2Cl-


В растворе находятся ионы Си2+ и 2Сl-, которые под действием электрического тока направляются к соответствующим электродам:


Катод- Cu2+ + 2e = Cu0


Анод+ 2Cl- - 2e = Cl2


_______________________________


CuCl2 = Cu + Cl2


На катоде выделяется металлическая медь, на аноде - газообразный хлор.


Если в рассмотренном примере электролиза раствора CuCl2 в качестве анода взять медную пластинку, то на катоде выделяется медь, а на аноде, где происходят процессы окисления, вместо разрядки ионов Сl0 и выделения хлора протекает окисление анода (меди).


В этом случае происходит растворение самого анода, и в виде ионов Сu2+ он переходит в раствор.


Электролиз CuCl2 с растворимым анодом можно записать так:



Электролиз растворов солей с растворимым анодом сводится к окислению материала анода (его растворению) и сопровождается переносом металла с анода на катод. Это свойство широко используется при рафинировании (очистке) металлов от загрязнений.


Диссоциация хлорида магния в водном растворе:


MgCl2 ↔ Mg2++2Сl-


Ионы магния не могут восстанавливаться в водном растворе (идет восстановление воды), хлорид-ионы — окисляются.


Схема электролиза:



В растворе сульфат меди диссоциирует на ионы:


СuSО4  = Сu2+ + SO42-


Ионы меди могут восстанавливаться на катоде в водном растворе.


Сульфат-ионы в водном растворе не окисляются, поэтому на аноде будет протекать окисление воды.


Схема электролиза:



Электролиз водного раствора соли активного металла и кислородсодержащей кислоты (К2SО4) на инертных электродах


К2SО4  = 2К+ + SO42-


Ионы калия и сульфат-ионы не могут разряжаться на электродах в водном растворе, следовательно, на катоде будет протекать восстановление, а на аноде - окисление воды.


Схема электролиза:



или, учитывая, что 4Н+ + 4ОН- = 4Н2О (осуществляется при перемешивании),


H2O 2H2 + O2


Если пропускать электрический ток через водный раствор соли активного металла и кислородсодержащей кислоты, то ни катионы металла, ни ионы кислотного остатка не разряжаются.


На катоде выделяется водород, а на аноде - кислород, и электролиз сводится к электролитическому разложению воды.



Электролиз воды проводится всегда в присутствии инертного электролита (для увеличения электропроводности очень слабого электролита - воды):



Зависимость количества вещества, образовавшегося под действием электрического тока, от времени, силы тока и природы электролита может быть установлена на основании обобщенного закона Фарадея:



где m - масса образовавшегося при электролизе вещества (г);


Э - эквивалентная масса вещества (г/моль);


М - молярная масса вещества (г/моль);


n - количество отдаваемых или принимаемых электронов;


I - сила тока (А); t - продолжительность процесса (с);


F - константа Фарадея, характеризующая количество электричества, необходимое для выделения 1 эквивалентной массы вещества (F = 96 500 Кл/моль = 26,8 Ач/моль).


Гидролиз неорганических соединений


Взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию молекул слабого электролита, называют гидролизом солей.


Если рассматривать соль как продукт нейтрализации основания кислотой, то можно разделить соли на четыре группы, для каждой из которых гидролиз будет протекать по-своему.


1. Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой KBr, NaCl, NaNO3), гидролизу подвергаться не будет, так как в этом случае слабый электролит не образуется. Реакция среды остается нейтральной.


2. В соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой FeCl2, NH4Cl, Al2(SO4)3, MgSO4) гидролизу подвергается катион:


FeCl2 + HOH → Fe(OH)Cl + HCl


Fe2+ + 2Cl- + H+ + OH- → FeOH+ + 2Cl- + Н+


В результате гидролиза образуется слабый электролит, ион H+ и другие ионы. рН раствора < 7 ( раствор приобретает кислую реакцию).


3. Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (КClO, K2SiO3, Na2CO3, CH3COONa) подвергается гидролизу по аниону, в результате чего образуется слабый электролит, гидроксид ион и другие ионы.


K2SiO3 + НОH → KHSiO3 + KОН


2K+ +SiO32- + Н+ + ОH- → НSiO3- + 2K+ + ОН-


рН таких растворов > 7 ( раствор приобретает щелочную реакцию).


4. Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой ( СН3СООNН4, (NН4)2СО3, Al2S3) гидролизуется и по катиону, и по аниону. В результате образуется малодиссоциирующие основание и кислота. рН растворов таких солей зависит от относительной силы кислоты и основания.


Алгоритм написания уравнений реакций гидролиза соли слабой кислоты и силиного основания


Различают несколько вариантов гидролиза солей:


1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания: (CH3COONa, KCN, Na2CO3).


Пример 1. Гидролиз ацетата натрия.



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


CH3COO– + H2O ↔ CH3COOH + OH–


Так как уксусная кислота слабо диссоциирует, ацетат-ион связывает ион H+, и равновесие диссоциации воды смещается вправо согласно принципу Ле Шателье.


В растворе накапливаются ионы OH- ( pH >7)


Если соль образована многоосновной кислотой, то гидролиз идет ступенчато.


Если соль образована многоосновной кислотой, то гидролиз идет ступенчато.


Например, гидролиз карбоната: Na2CO3


I ступень: CO32– + H2O ↔ HCO3– + OH–


II ступень: HCO3– + H2O ↔ H2CO3 + OH–


Na2CO3 + Н2О = NaHCO3 + NaOH


( pH >7)


Практическое значение обычно имеет только процесс, идущий по первой ступени, которым, как правило, и ограничиваются при оценке гидролиза солей.


Равновесие гидролиза по второй ступени значительно смешено влево по сравнению с равновесием первой ступени, поскольку на первой ступени образуется более слабый электролит (HCO3–), чем на второй (H2CO3)


Пример 2 . Гидролиз ортофосфата рубидия.


1. Определяем тип гидролиза:


Rb3PO4 ↔ 3Rb+ + PO43–


Рубидий – щелочной металл, его гидроксид - сильное основание, фосфорная кислота, особенно по своей третьей стадии диссоциации, отвечающей образованию фосфатов, - слабая кислота.


Идет гидролиз по аниону.

2. Пишем ионное уравнение гидролиза, определяем среду:


PO3-4+ H–OH ↔ HPO2-4 + OH–.


Продукты - гидрофосфат- и гидроксид-ионы, среда – щелочная.


3. Составляем молекулярное уравнение:


Rb3PO4 + H2O ↔ Rb2HPO4 + RbOH.


Получили кислую соль – гидрофосфат рубидия.


Алгоритм написания уравнений реакций гидролиза соли сильной кислоты и слабого основания


2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания: NH4NO3, AlCl3, Fe2(SO4)3.


Пример 1. Гидролиз нитрата аммония.



NH4+ + NO3– + H2O ↔ NH4OH + NO3– + H+


NH4+ + H2O ↔ NH4OH + H+


(pH<7)


В случае многозарядного катиона гидролиз протекает ступенчато, например:


I ступень : Cu2+ + HOH ↔ CuOH+ + H+


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


СuСl2 + Н2О = CuOHCl + HCl


( pH <7)


При этом концентрация ионов водорода и pH среды в растворе также определяются главным образом первой ступенью гидролиза.


Пример 2. Гидролиз сульфата меди(II)


1. Определяем тип гидролиза. На этом этапе необходимо написать уравнение диссоциации соли:


CuSO4 ↔ Cu2+ + SO2-4.


Соль образована катионом слабого основания (подчеркиваем) и анионом сильной кислоты. Идет гидролиз по катиону.


2. Пишем ионное уравнение гидролиза, определяем среду:


Cu2+ + H-OH ↔ CuOH+ + H+.


Образуется катион гидроксомеди(II) и ион водорода, среда – кислая.


3. Составляем молекулярное уравнение.


Надо учитывать, что составление такого уравнения есть некоторая формальная задача. Из положительных и отрицательных частиц, находящихся в растворе, мы составляем нейтральные частицы, существующие только на бумаге. В данном случае мы можем составить формулу (CuOH)2SO4, но для этого наше ионное уравнение мы должны мысленно умножить на два.


Получаем:


2CuSO4 + 2H2O ↔ (CuOH)2SO4 + H2SO4.


Обращаем внимание, что продукт реакции относится к группе основных солей. Названия основных солей, как и названия средних, следует составлять из названий аниона и катиона, в данном случае соль назовем «сульфат гидроксомеди(II)».


Алгоритм написания уравнений реакций гидролиза соли слабой кислоты и слабого основания


3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания:


Пример 1. Гидролиз ацетата аммония.



CH3COO– + NH4+ + H2O ↔ CH3COOH + NH4OH

В этом случае образуются два малодиссоциированных соединения, и pH раствора зависит от относительной силы кислоты и основания.


Если продукты гидролиза могут удаляться из раствора, например, в виде осадка или газообразного вещества, то гидролиз протекает до конца.


Пример 2. Гидролиз сульфида алюминия.


Al2S3 + 6H2O = 2Al(OН)3 + 3H2S


2А l3+ + 3 S2- + 6Н2О = 2Аl(OН)3(осадок) + ЗН2S (газ)


Пример 3. Гидролиз ацетата алюминия


1. Определяем тип гидролиза:


Al(CH3COO)3 = Al3+ + 3CH3COO–.


Соль образована катионом слабого основания и анионами слабой кислоты.


2. Пишем ионные уравнения гидролиза, определяем среду:


Al3+ + H–OH ↔ AlOH2+ + H+,


CH3COO– + H–OH ↔ CH3COOH + OH–.


Учитывая, что гидроксид алюминия очень слабое основание, предположим, что гидролиз по катиону будет протекать в большей степени, чем по аниону. Следовательно, в растворе будет избыток ионов водорода, и среда будет кислая.


Не стоит пытаться составлять здесь суммарное уравнение реакции. Обе реакции обратимы, никак друг с другом не связаны, и такое суммирование бессмысленно.


3 . Составляем молекулярное уравнение:


Al(CH3COO)3 + H2O = AlOH(CH3COO)2 + CH3COOH.


Это тоже формальное упражнение, для тренировки в составлении формул солей и их номенклатуре. Полученную соль назовем ацетат гидроксоалюминия.


Алгоритм написания уравнений реакций гидролиза соли сильной кислоты и сильного основания


4. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются, т.к. единственным малодиссоциирующим соединением является H2O.


Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу, и раствор нейтрален.





Угольный 2 электрода схема при электролизе

Угольный 2 электрода схема при электролизе

Угольный 2 электрода схема при электролизе

Угольный 2 электрода схема при электролизе

Угольный 2 электрода схема при электролизе

Угольный 2 электрода схема при электролизе

Угольный 2 электрода схема при электролизе

Угольный 2 электрода схема при электролизе

Угольный 2 электрода схема при электролизе

Угольный 2 электрода схема при электролизе

Угольный 2 электрода схема при электролизе

Угольный 2 электрода схема при электролизе

Угольный 2 электрода схема при электролизе

Угольный 2 электрода схема при электролизе

Угольный 2 электрода схема при электролизе

Похожие новости:


  • Отмостка вокруг дома фундамента своими руками
  • Защитное заземление частного дома своими руками
  • К чему снится покойник который дарит подарки
  • Рисунки и схемы связанные крючком
  • Прическа как у жерара пике