Электролиз схема строения электротезера


Электролиз схема строения электротезера
Электролиз схема строения электротезера
Электролиз схема строения электротезера

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.


Электролиз схема строения электротезера Электролиз схема строения электротезера Электролиз схема строения электротезера Электролиз схема строения электротезера Электролиз схема строения электротезера Электролиз схема строения электротезера Электролиз схема строения электротезера

Тоже читают:



Как сшить мешок для белья своими руками

Как сделать из ткани куклу без иголок

Как сделать хард-ресет китайского iphone

Как сделать из волос прическу конский хвост

Музыкальная открытка с днем рождения для крестной мамы