Электролиз хлорида алюминия уравнение реакции

Написать уравнение электролиза хлорида алюминия (расплава и раствора)

Расплав:
AlCl3 -> Al+ + 3Cl-
K(-) Al+ + 1e=Al0
A(+) 2Cl- — 2e=Cl2 0
2AlCl3—электролиз—>2 Al+3Cl2

раствор:
AlCl3->Al+ + 3Cl-
K(-) 2H2O+2e= 2H2+ 2OH-
A(+) 2Cl- — 2e = Cl2 0
6H2O+2AlCl3—электролиз—> 3Cl2+3H2+ 2Al(OH)3

Если ответ по предмету Химия отсутствует или он оказался неправильным, то попробуй воспользоваться поиском других ответов во всей базе сайта.

Алюминий. Химия алюминия и его соединений

Бинарные соединения алюминия

Алюминий

Положение в периодической системе химических элементов

Алюминий расположен в главной подгруппе III группы (или в 13 группе в современной форме ПСХЭ) и в третьем периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение алюминия и свойства

Электронная конфигурация алюминия в основном состоянии :

+13Al 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 1s 2s 2p 3s 3p

Электронная конфигурация алюминия в возбужденном состоянии :

+13Al * 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 2 1s 2s 2p 3s 3p

Алюминий проявляет парамагнитные свойства. Алюминий на воздухе быстро образует прочные оксидные плёнки, защищающие поверхность от дальнейшего взаимодействия, поэтому устойчив к коррозии.

Физические свойства

Алюминий – лёгкий металл серебристо-белого цвета, легко поддающийся формовке, литью, механической обработке. Обладает высокой тепло- и электропроводностью.

Температура плавления 660 о С, температура кипения 1450 о С, плотность алюминия 2,7 г/см 3 .

Алюминий — один из наиболее ценных цветных металлов для вторичной переработки. На протяжении последних лет, цена на лом алюминия в пунктах приема непреклонно растет. По ссылке можно узнать о том, как сдать лом алюминия.

Нахождение в природе

Алюминий — самый распространенный металл в природе, и 3-й по распространенности среди всех элементов (после кислорода и кремния). Содержание в земной коре — около 8%.

В природе алюминий встречается в виде соединений:

Корунд Al₂O₃. Красный корунд называют рубином, синий корунд называют сапфиром.

Способы получения

Алюминий образует прочную химическую связь с кислородом. Поэтому традиционные способы получения алюминия восстановлением из оксида протекают требуют больших затрат энергии. Для промышленного получения алюминия используют процесс Холла-Эру. Для понижения температуры плавления оксид алюминия растворяют в расплавленном криолите (при температуре 960-970 о С) Na₃AlF₆, а затем подвергают электролизу с углеродными электродами. При растворении в расплаве криолита оксид алюминия распадается на ионы:

На катоде происходит восстановление ионов алюминия:

Катод: Al 3+ +3e → Al 0

На аноде происходит окисление алюминат-ионов:

Суммарное уравнение электролиза расплава оксида алюминия:

Лабораторный способ получения алюминия заключается в восстановлении алюминия из безводного хлорида алюминия металлическим калием:

AlCl₃ + 3K → Al + 3KCl

Качественные реакции

Качественная реакция на ионы алюминия — взаимодействие избытка солей алюминия с щелочами . При этом образуется белый аморфный осадок гидроксида алюминия.

Например , хлорид алюминия взаимодействует с гидроксидом натрия:

AlCl₃ + 3NaOH → Al(OH)₃ + 3NaCl

При дальнейшем добавлении щелочи амфотерный гидроксид алюминия растворяется с образованием тетрагидроксоалюмината:

Обратите внимание , если мы поместим соль алюминия в избыток раствора щелочи, то белый осадок гидроксида алюминия не образуется, т.к. в избытке щелочи соединения алюминия сразу переходят в комплекс:

AlCl₃ + 4NaOH = Na[Al(OH)₄] + 3NaCl

Соли алюминия можно обнаружить с помощью водного раствора аммиака. При взаимодействии растворимых солей алюминия с водным раствором аммиака также в ыпадает полупрозрачный студенистый осадок гидроксида алюминия.

AlCl₃ + 3NH₃·H₂O = Al(OH)₃ ↓ + 3NH₄Cl

Al 3+ + 3NH₃·H₂O = Al(OH)₃ ↓ + 3NH₄ +

Видеоопыт взаимодействия раствора хлорида алюминия с раствором аммиака можно посмотреть здесь.

Химические свойства

1. Алюминий – сильный восстановитель . Поэтому он реагирует со многими неметаллами .

1.1. Алюминий реагируют с галогенами с образованием галогенидов:

1.2. Алюминий реагирует с серой с образованием сульфидов:

1.3. Алюминий реагируют с фосфором . При этом образуются бинарные соединения — фосфиды:

Al + P → AlP

1.4. С азотом алюминий реагирует при нагревании до 1000 о С с образованием нитрида:

2Al + N₂ → 2AlN

1.5. Алюминий реагирует с углеродом с образованием карбида алюминия:

1.6. Алюминий взаимодействует с кислородом с образованием оксида:

Видеоопыт взаимодействия алюминия с кислородом воздуха (горение алюминия на воздухе) можно посмотреть здесь.

2. Алюминий взаимодействует со сложными веществами:

2.1. Реагирует ли алюминий с водой? Ответ на этот вопрос вы без труда найдете, если покопаетесь немного в своей памяти. Наверняка хотя бы раз в жизни вы встречались с алюминиевыми кастрюлями или алюминиевыми столовыми приборами. Такой вопрос я любил задавать студентам на экзаменах. Что самое удивительное, ответы я получал разные — у кого-то алюминий таки реагировал с водой. И очень, очень многие сдавались после вопроса: «Может быть, алюминий реагирует с водой при нагревании?» При нагревании алюминий реагировал с водой уже у половины респондентов))

Тем не менее, несложно понять, что алюминий все-таки с водой в обычных условиях (да и при нагревании) не взаимодействует. И мы уже упоминали, почему: из-за образования оксидной пленки . А вот если алюминий очистить от оксидной пленки (например, амальгамировать), то он будет взаимодействовать с водой очень активно с образованием гидроксида алюминия и водорода:

2Al 0 + 6 H₂ + O → 2 Al +3 ( OH)₃ + 3 H₂ 0

Амальгаму алюминия можно получить, выдержав кусочки алюминия в растворе хлорида ртути ( II ):

3HgCl₂ + 2Al → 2AlCl₃ + 3Hg

Видеоопыт взаимодействия амальгамы алюминия с водой можно посмотреть здесь.

2.2. Алюминий взаимодействуют с минеральными кислотами (с соляной, фосфорной и разбавленной серной кислотой). При этом образуются соль и водород.

Например , алюминий бурно реагирует с соляной кислотой :

2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂↑

2.3. При обычных условиях алюминий не реагирует с концентрированной серной кислотой из-за пассивации – образования плотной оксидной пленки. При нагревании реакция идет, образуются оксид серы (IV), сульфат алюминия и вода:

2.4. Алюминий не реагирует с концентрированной азотной кислотой также из-за пассивации.

С разбавленной азотной кислотой алюминий реагирует с образованием молекулярного азота:

При взаимодействии алюминия в виде порошка с очень разбавленной азотной кислотой может образоваться нитрат аммония:

2.5. Алюминий – амфотерный металл, поэтому он взаимодействует с щелочами . При взаимодействии алюминия с раствором щелочи образуется тетрагидроксоалюминат и водород:

2Al + 2NaOH + 6H₂O → 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂ ↑

Видеоопыт взаимодействия алюминия со щелочью и водой можно посмотреть здесь.

Алюминий реагирует с расплавом щелочи с образованием алюмината и водорода:

2Al + 6NaOH → 2Na₃AlO₃ + 3H₂ ↑

Эту же реакцию можно записать в другом виде (в ЕГЭ рекомендую записывать реакцию именно в таком виде):

2Al + 6NaOH → 2NaAlO₂ + 3H₂↑ + 2Na₂O

2.6. Алюминий восстанавливает менее активные металлы из оксидов . Процесс восстановления металлов из оксидов называется алюмотермия .

Например , алюминий вытесняет медь из оксида меди (II). Реакция очень экзотермическая:

2Al + 3CuO → 3Cu + Al₂O₃

Еще пример : алюминий восстанавливает железо из железной окалины, оксида железа (II, III):

Восстановительные свойства алюминия также проявляются при взаимодействии его с сильными окислителями: пероксидом натрия, нитратами и нитритами в щелочной среде, перманганатами, соединениями хрома (VI):

Урок по химии «Электролиз»

Разделы: Химия

Цель урока: сформировать у учащихся понятие процесса электролиза.

Задачи урока:

1. Сформировать умение определять процессы, происходящие на электродах, составлять суммарное уравнение реакции электролиза.
2. Развивать у школьников умение пользоваться опорными знаниями, составлять конспект урока.
3. Углубить знание окислительно-восстановительных процессов, сформировать понимание практического значение электролиза в природе и жизни человека.
4. Развивать мышление, умение делать логические выводы из наблюдений по опыту.
5. Закрепить умения и навыки химического эксперимента, умение работать с таблицами, справочными материалами, дополнительной литературой, опорными схемами.

Оборудование: таблица растворимости, индикаторная шкала, штатив с пробирками, растворы фенолфталеина, сульфата меди (II), хлорида натрия, хлорида алюминия, прибор для определения электропроводимости растворов, толстостенные химические стаканы, опорные схемы урока, физическая карта России, плакаты “Электролиз водных растворов”, “Применение электролизов”.

Эпиграф: “Открытия в области электрохимии представляют собой одну из самых больших революций в химии и открывают эру новых открытий” (Джон Фредерик Даниэль, английский электрохимик).

Ход урока

1. Постановка проблемы.

Наш сегодняшний урок мне хотелось бы начать с античной легенды:

“Некий мастер, имя которого история не сохранила, принес римскому императору Тиберию, правившему в начале I века н.э., чашу из металла, напоминающего серебро, но только более легкого. Подарок стоил жизни изобретателю: Тиберий приказал казнить его, а мастерскую уничтожить, поскольку боялся, что новый металл может обесценить серебро императорской сокровищницы”. Согласно рассказу Плиния Старшего, этот металл, похожий на серебро, был получен из “глинистой земли ”.

Но история не знает безвозвратных потерь. В 1827 году немецкий ученый Фридрих Вёлер получает несколько граммов, а через несколько лет уже несколько килограммов нового легкого, прочного, блестящего металла. Но металл стоил также дорого, как серебро. Французы изготовили из него кирасы охранникам императора и игрушку наследнику Его Величества. В этом ларце находиться изделие из этого металла. Оно необходимо каждому из нас. Что же находиться в ларце? (Ответивший на вопрос ученик достает из ларца алюминиевую ложку.)

Кстати, в 1852 году это чайная ложечка весом 25 грамм стоила бы 30 долларов.

Послушаем сообщение о стоимости алюминия в 19 веке, о работах Фридриха Вёлера и Чарльза Холла.

Учащийся выступает с сообщением.

Найдем на географической карте России центры получения алюминия.

Учащиеся называют города Волгоград и Красноярск.

Почему же именно в этих городах расположены крупнейшие заводы по производству алюминия?

Учащиеся констатируют факт расположения заводов по производству алюминия вблизи крупных электростанций.

Таким образом, мы пришли к выводу, что для получения алюминия необходимы значительные затраты электроэнергии, и в записи уравнения реакции получения алюминия по способу Чарльза Холла не хватает знака “” — знака электролиза.

Сегодня мы вторгаемся в область электрохимии и рассмотрим явление электролиза. Запишем тему урока.

2. Основная часть.

Вопрос: “Что же называется электролизом ?”.

“Электро” – электрический ток, “лизис” – разложение.

Делается вывод, что электролиз – это процесс, в результате которого происходит разложение вещества под действием постоянного электрического тока.

Разложить можно практически любое вещество, поместив его в электролизер. Но в каком виде? Обычно в жидком, т.е. в виде раствора.

На плакате изображено, что в раствор электролита опускаются электроды, соединенные с источником постоянного электрического тока. Отрицательно заряженный электрод называется катод и условно обозначается К (-). Положительно заряженный электрод называется анод и обозначается А (+). В межэлектродном пространстве находится диссоциирующий на ионы электролит. Катионы, заряженные положительно, перемещаются в сторону катода, а анионы, заряженные положительно, в сторону анода. На катоде будет происходить электрохимическое восстановление катионов или молекул воды, а на аноде электрохимическое окисление анионов или молекул воды.

Дается определение: электролиз – совокупность окислительно-восстановительных процессов, протекающих в электролитах при пропускании постоянного электрического тока.

Данный прибор имитирует работу электролизера. Он поможет нам выполнить тестовое задание, текс которого находиться у вас на столах :

При электролизе раствора какой соли можно одновременно получить 0,2 моль нерастворимого основания и 13,44 л газообразных продуктов (н.у.)? Напишите уравнения процессов, происходящих на электродах в ионной и молекулярной формах:

Определим соотношение количеств газообразных продуктов и нерастворимого основания, выполним предварительные расчеты:

v (осадка) = 0,2 моль
V (газов) = 13,44 л
v (газов): v (осадка) = ?

v (газов) =V(газов) : V_m = 13.44 : 22,4 = 0,6 моль
v (газов): v (осадка) = 0,6 : 0,2 = 6 : 2 = 3 : 1

Из текста задания ясно, что нам необходимо составить уравнения электролиза растворов, определить катодные и анодные процессы, выполнить необходимые расчеты. Кто первый хочет попробовать выполнить задание п. а)?

Напишем сначала процесс электролитической диссоциации, происходящий в данном растворе.

Катион меди (II) будет перемещаться в сторону катода.

Но поскольку в околокатодном пространстве будут находиться также молекулы воды, то мы запишем это таким образом:

Пользуясь опорным конспектом [приложение № 1], определите катион меди (II) или молекулы воды будут восстанавливаться на поверхности катода?

Катион Cu 2+ входит в 3 группу катионов и он будет восстанавливаться. Вода восстановлению в данном случае не подвергается:

К(-) Cu 2+ + 2 е Cu 0
H₂O

Определим теперь процессы, происходящие на аноде.

Сульфат – анион будет перемещаться в сторону анода, в околоанодном пространстве будут так же находиться молекулы воды:

На аноде будет происходить электрохимическое окисление молекул воды, так как анион SO₄ 2 является анионом кислотного остатка оксокислоты и окислению не подвергается (1 группа анионов):

Определим соотношение коэффициентов так же, как в обычном электронном балансе:

Составим электронно-ионное уравнение, с учетом коэффициентов:

Полное электронно-ионное уравнение напишем с учетом ионов, не участвовавших в окислительно-восстановительном процессе:

Теперь мы легко напишем суммарное уравнение электролиза, не забыв поставить знак электролиза:

2CuSO₄ + 2 H₂O —> O₂ + 2Cu + 2H₂SO₄

Получился ли в результате реакции осадок? Определите это с помощью таблице растворимости.

В результате реакции электролиза осадок не образовался.

Может быть выделился газ?

В околоанодном пространстве происходит выделение кислорода.

Проверим это опытным путем – проведем электролиз водного раствора сульфата меди (II). Что вы наблюдаете?

Поверхность одного из электродов покрывается пузырьками газа.

Перейдем к выполнению задания п. б).

NaCl —> Na + + Cl –
K (-) Na +

2H₂O — 2 e —> 2OH – + H₂ (2) (1)
A (+)2Cl – — 2 e —> Cl₂ 0 (2) (1)
H₂O

2 NaCl + 2H₂O —> 2NaOH + H₂ + Cl₂

Получились ли теперь осадок и газообразные вещества?

Осадка нет, но в околокатодном пространстве происходит выделение водорода, а в околоанодном пространстве – хлора.

Проверим это опытным путем – проведем электролиз водного раствора хлорида натрия. Что вы наблюдаете?

Поверхность обоих электродов покрывается пузырьками газа, в присутствии фенолфталеина раствор окрашивается в малиновый цвет.

Выполним задание п. в).

AlCl₃ —> Al 3+ + 3Cl –
K (-) Al 3+

2AlCl₃ + 6H₂O —>3H₂ 0 +3Cl₂ + 2Al(OH)₃

С помощью таблицы растворимости определяем, что вещество Al(OH)₃ не растворимо и выпадает в осадок. В околоанодном пространстве выделяется газообразный хлор, в околокатодном пространстве – водород.

Проверим это опытным путем – проведем электролиз водного раствора хлорида алюминия. Что вы наблюдаете?

Происходит помутнение раствора.

По уравнению реакции определяем соотношение количеств газообразных продуктов и осадка.

2AlCl₃ + 6H₂O —>3H₂ 0 +3Cl₂ + 2Al(OH)₃
6 моль газов 2 моль осадка

v (газов): v (осадка) = 6: 2 = 3 : 1

Это в точности совпадает с нашими расчетами. Значит правильный ответ в этом задании в)

3. Разрешение проблемы.

Мы выполнили с вами задание, но алюминий в результате электролиза не получили. В качестве сырья мы должны взять оксид алюминия, в воде не растворимый. Но электролит в электролизере должен быть жидким. Как быть?

Обратимся к тексту учебника §18. Какой процесс протекает при электролизе расплава глинозема в криолите?

Al₂O₃ — 2Al 3 + + 3O 2 –
K (-) Al 3+ + 3 e —> Al 0 (4)
A(+) 2O 2 – — 4 e —> O 0 ₂ (3)

4Al 3 + + 6O 2 — —> 4Al 0 + 3O₂ 0

2Al₂O₃ —> 4Al + 3O₂

Мы рассмотрели с вами химические основы современного промышленного способа получения алюминия.

4. Практическое значение электролиза.

Но только ли для этого необходим электролиз? О практическом значении электролиза послушаем сообщение.

Ученик делает сообщение и выполняет демонстрационные опыты.

5. Подведение итогов, проверка результативности.

Проверим результативность нашей совместной работы, напишем графический диктант, текст которого вы видите на своих столах :

Графический диктант.

1. Электролиз можно считать окислительно-восстановительной реакцией, происходящей под воздействием электрического тока.
2. Катод – отрицательно заряженный электрод;
3. На катоде происходит процесс электрохимического окисления;
4. Анион SO₄ 2 – будет окисляться на аноде в водном растворе;
5. Анион Cl – будет окисляться на аноде в водном растворе;
6. Катион Na + будет восстанавливаться на катоде в водном растворе;
7. Катион Cu 2 + будет восстанавливаться на катоде в водном растворе;
8. Алюминий получают электролизом расплава Al₂O₃ в криолите;
9. При электролизе раствора NaCl можно получить щелочь NaOH и газы H₂ и Cl₂.

Ученики заполняют бланк химического диктанта:

Фамилия, имя_______________________________________
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10

ДА
НЕТ

Учащимся предлагается поменяться с соседом заполненными бланками, выставить друг другу оценки по оценочной шкале: 5 – 6 правильных ответов – оценка “3”, 7 – 8 правильных ответов – оценка “4”, 9 – правильных ответов – оценка “5”. На доске открывается шаблон с правильными ответами:

Прошу поднять руку тех учеников, которые справились с графическим диктантам на “хорошо” и “отлично”.

6. Домашнее задание.

§18, упражнение № 29, 31, 37(письменно).

Трое учеников получают карточки с дополнительным индивидуальным заданием:

Сколько килограмм алюминия можно получить при электролизе 1 тонны глинозема?

При электролизе раствора какой соли можно одновременно получить 2 моль нерастворимого гидроксида и 44,8 л газообразных продуктов (н.у.)? напишите уравнения процессов, происходящих на электродах в ионной и молекулярной формах:

ВолгГТУ, 2004 год.

В конце ХХ века появились новые данные о принципиальной возможности получения металлического алюминия в древности. Институт прикладной физики Китайского Академии наук сообщил о результатах исследования гробница полководца Чжоу-Чжу, похороненного в 297 году н.э.. спектральный анализ орнамента, украшающего саркофаг, показал, что он состоит из сплава: 85% алюминия, 10% меди, 5% магния. Анализ повторяли несколько раз. Результаты оказались те же. Как могли древние китайские мастера получить сплав алюминия?