Составьте уравнение электролиза раствора хлорида меди

Please wait.

We are checking your browser. gomolog.ru

Why do I have to complete a CAPTCHA?

Completing the CAPTCHA proves you are a human and gives you temporary access to the web property.

What can I do to prevent this in the future?

If you are on a personal connection, like at home, you can run an anti-virus scan on your device to make sure it is not infected with malware.

If you are at an office or shared network, you can ask the network administrator to run a scan across the network looking for misconfigured or infected devices.

Another way to prevent getting this page in the future is to use Privacy Pass. You may need to download version 2.0 now from the Chrome Web Store.

Cloudflare Ray ID: 6e227f4299da7a3a • Your IP : 85.95.188.35 • Performance & security by Cloudflare

1. Электролиз расплава хлорида меди (II).

Электродные процессы могут быть выражены полуреакциями:

на катоде K(-): Сu 2+ + 2e = Cu 0

на аноде A(+): 2Cl – — 2e = Cl₂

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

Cu 2+ + 2 Cl – = Cu + Cl₂

При электролизе щелочей и солей оксокислот на аноде выделяется кислород:

2. Электролиз расплава хлорида калия:

Электролиз растворов

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

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

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:

— окисление анионов и гидроксид-ионов,

— восстановление катионов и ионов водорода.

При проведении электролиза с использованием активного (расходуемого)

анода процесс усложняется и конкурирующими реакциями на электродах являются:

— окисление анионов и гидроксид-ионов, анодное растворение металла — материала анода;

— 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:

1. На аноде могут образовываться следующие продукты:

а) при электролизе растворов, содержащих в своем составе анионы SO₄ 2- , NО — ₃, РО₄ 3- , а также растворов щелочей на аноде окисляется вода и

б) при окислении анионов Сl — , Вr — , I — выделяются соответственно

А + Cl — +e — = Cl 0

2. На катоде могут образовываться следующие продукты:

а) при электролизе растворов солей, содержащих ионы, расположенные в ряду напряжений левее Аl 3+ , на катоде восстанавливается вода и

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

К — Me n+ + ne — = Me 0

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

Пример: Электролиз водного раствора нитрата серебра на инертных электродах

Диссоциация нитрата серебра:

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

Катод: Аg + + е = А g

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

Во всех случаях электролиз проводится с использованием угольных электродов.

Пример: Электролиз водного раствора хлорида меди на инертных электродах

Диссоциация хлорида меди:

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

Катод — Cu 2+ + 2e = Cu 0

Анод + 2Cl — — 2e = 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 Сl 0 и выделения хлора протекает окисление анода (меди).

В этом случае происходит растворение самого анода, и в виде ионов Сu 2+ 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.

Пример: Электролиз водного раствора хлорида магния на инертных электродах

Диссоциация хлорида магния в водном растворе:

Ионы магния не могут восстанавливаться в водном растворе

(идет восстановление воды)

Пример: Электролиз водного раствора сульфата меди на инертных электродах

В растворе сульфат меди диссоциирует на ионы:

Ионы меди могут восстанавливаться на катоде в водном растворе.

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

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

Пример: Диссоциация сульфата калия в водном растворе:

Ионы калия и сульфат-ионы не могут разряжаться на электродах в водном растворе, следовательно,

на катоде будет протекать восстановление

аноде — окисление воды.

или, учитывая, что

(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 расплава гидроксида натрия

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

Закон Фарадея

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

— масса образовавшегося при электролизе вещества (г);

— эквивалентная масса вещества (г/моль);

— молярная масса вещества (г/моль);

— количество отдаваемых или принимаемых электронов;

— продолжительность процесса (с);

— 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

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

Fe 2+ + 2Cl — + H + + OH — → FeOH + + 2Cl — + Н +

В результате гидролиза образуется слабый электролит, ион H + и другие ионы. рН раствора

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.

2K + +SiO₃ 2- + Н + + ОH — → НSiO₃ — + 2K + + ОН —

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

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:

Пример 1. Гидролиз ацетата натрия.

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

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:

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:

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

3. Составляем молекулярное уравнение:

Получили кислую соль – гидрофосфат рубидия.

Алгоритм написания уравнений реакций гидролиза соли сильной кислоты и слабого основания

2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания:

Пример 1. Гидролиз нитрата аммония.

В случае многозарядного катиона гидролиз протекает ступенчато, например:

I ступень : Cu 2+ + HOH ↔ CuOH + + H +

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

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:

Соль образована катионом слабого основания (подчеркиваем) и анионом сильной кислоты.

Идет гидролиз по катиону.

2. Пишем ионное уравнение гидролиза, определяем среду:

Cu 2+ + H-OH ↔ CuOH + + H + .

Образуется катион гидроксомеди(II) и ион водорода,

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.

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.

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.

2А l 3+ + 3 S 2- + 6Н₂О = 2Аl(OН)₃(осадок) + ЗН₂S (газ)

Пример 3. Гидролиз ацетата алюминия

1. Определяем тип гидролиза:

Соль образована катионом слабого основания и анионами слабой кислоты.

2. Пишем ионные уравнения гидролиза, определяем среду:

Al 3+ + H–OH ↔ AlOH 2+ + H + ,

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:

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.

Составление схем электродных процессов на электродах при электролизе солей

Электролиз водного раствора соли хлорида железа (ⅠⅠ)

Задача 152.
Составьте схему электролиза водного раствора FeCl₂. Вычислите время, в течение которого должен быть пропущен ток силой I A через раствор, чтобы на катоде выделилось m (г) металла.(восстановление воды не учитывать)
Раствор FeCl₂ , катод-угольный, анод-угольный. I = 4 А , m = 2.9 г
Решение:
Е(Fe 2+ /Fe) = 0,44 В;
M(FeCl₂) = 126,751 г/моль
Э(FeCl₂) = 63,3755 г/?моль.
В водном растворе соль FeCl₂ диссоциирует по схеме: FeCl₂ = Fe 2+ + 2Cl – . Стандартный электродный потенциал системы
Fe 2+ + 2электрона = Fe 0 (-0,44 В) незначительно положительнее потенциала водородного электрода в нейтральной среде (-0,41В). Поэтому на катоде будет происходить электрохимическое восстановление ионов Fe 2+ и Н₂О:

Fe 2+ + 2ē = Fe 0
2Н₂О + 2ē = Н₂ + 2ОН –

На аноде будет происходить электролитическое окисление ионов хлора с образованием свободных атомов хлора, которые, соединяясь друг с другом, образуют молекулу хлора:

2Cl – — 2ē = 2Cl*
Cl* + Cl* = Cl₂

Сложим уравнение катодного и анодного процессов, получим суммарное ионно-молекулярное уравнение:

Fe 2+ + 2Н₂О + 2Cl – = 2Fe 0 + Н₂↑ + 2ОН – + Cl₂↑

На аноде ионы Fe 2+ соединяются с двумя ионами ОН – , образуя нерастворимый гидроксид железа (ⅠⅠ) Fe(OH)₂:

Тогда молекулярная форма процесса будет иметь вид:

При гидролизе FeCl₂ в водном растворе с инертными электродами образуются металлическое железо, и выделяются газообразный водород и хлор. На катоде будет выделяться металлическое железо и газообразный водород, а на аноде — хлор.
Рассчитаем время электролиза FeCl₂, получим:

m = (Э . I . t)/F;
t = (m . F)/(Э . I) = (2,9 . 96500)/(63,3755 . 4) = 48250/324,96 = 1104 c.

Электролиз водного раствора нитрата кадмия

Задача 153.
Электролиз раствора нитрата кадмия с графитовыми электродами и кадмиевым анодом. Опишите электродные процессы на электродах.
Решение:
В водном растворе соль нитрата кадмия диссоциирует по схеме:

1. Электролиз раствор нитрата кадмия с графитовыми электродами

Стандартный электродный потенциал системы Cd 2+ + 2ē = Cd0 (-0,402 В) незначительно отличается от потенциала водородного электрода в нейтральной среде (-0,41 В). Поэтому на катоде будет происходить электрохимическое восстановление воды, сопровождающееся выделением водорода, поэтому на катоде протекают одновременно две реакции – образование водорода и выделение кадмия:

Уравнение электролиза будет иметь вид:

2Cd 2+ + 2Н2О = 2Cd 0 + H₂↑ + O₂↑ + 4Н +

Таким образом, в катодном пространстве будут разряжаться ионы кадмия и молекулы воды при этом на графитовом электроде откладываеся металлический кадмий и выделяется газообразный водород, а в анодном пространстве будет у графитового электрода будет выделяться газообразный водород и будут накапливаться ионы NO₃ – и H + . Среда у анода в процессе электролиза Cd(NO₃)₂ становится кислой.

Суммарная реакция электролиза в молекулярной форме:

2. Электролиз раствора нитрата кадмия с кадмиевым анодом

Так как кадмиевый анод растворим в условиях электролиза соли Cd(NO₃)_2, то на аноде происходит окисление материала анода. Поэтому при электролизе Cd(NO₃)₂ с использованием кадмиевого анода на катоде будет выделяться чистый кадмий и водород, а на аноде ионы кадмия не будут разряжаться, и, следовательно, выделение кислорода не наблюдается. В данном случае происходит растворение самого кадмиевого анода, т.е. с анода кадмий в виде ионов Cd 2+ переходит в раствор.

Электродные процессы на электродах:

1|Катод(-): Cd 2+ + 2ē = Cd 0 ;
2H₂O + 2ē = H₂↑ + 2OH – ;
2|Анод(+): Сd 0 – 2ē = Cd 2+

Уравнение электролиза в ионно-молекулярном виде:

Сd 2+ + 2H₂O + 2Cd 0 = Cd 0 + 2Cd 2+ + H₂↑ + 2OH –

После приведения членов в обеих частях равенства получим:

Ионы кадмия Cd 2+ у анода будут соединяться с ионами ОН-, образуя малорастворимое основание Cd(OH)₂:

Суммарная реакция электролиза в молекулярной форме:

Электролиз водного раствора соли хлорида меди (Ⅰ)

Задача 154.
Составить схему электролиза соли CuCl. Рассчитать массу меди, выделившейся при электролизе соли CuCl, если в течении 40 минут пропущен ток силой 3 А.
Решение:
Mэ(CuCl) = 98,999 г/моль;
I = 3 A;
t = 40 мин = 2400 с.

1. Электродные процессы

Медь находятся в ряду активности металлов «после водорода», значит на катоде будет протекать реакция восстановления только меди:

Стандартный электродный потенциал системы Cu + + 1ē = Cu 0 (+0,52 В) значительно положительнее потенциала водородного электрода в нейтральной среде (-0,41В). Поэтому на катоде будет происходить электрохимическое восстановление ионов меди:

Так как стандартный электродный потенциал системы 2H₂O — 4ē = O₂↑ + 4OH – и 2Cl – + 2ē = Cl₂, соответственно, равны 1,23В и 1,36 B, то на
аноде будет: 2Cl – + 2ē = Cl₂.

Схема электролиза соли CuCl с использованием графитовых электродов:

2|Катод: Cu + + 1ē = Cu 0
1|Анод: 2Cl – + 2ē = Cl₂.

Суммарное уравнение катодного и анодного процессов будет иметь вид:

2Cu + + 2Cl – = 2Cu 0 + Cl₂
катод анод

Таким образом, при электролизе водного раствора CuCl с использованием графитовых электродов на катоде выделяется металлическая медь, а на аноде — газзобразный хлор.

2. Вычисление количества полученной меди

Для вычисления массы меди используем выражение из первого закона электролиза Фарадея:

m(B) = [M(Э)•I•t]/F = M(Э)•q, где

m(B) — масса выделяемого веществав; M(Э) — электрохимический эквивалент (молярная масса эквивыалента вещества); I – сила тока; t – время; F — число Фарадея (96500 Кл/моль); q — количество электричества.
Тогда
m(CuCl) = [Mэ(CuCl)•I•t]/F = (98,999•3•2400)/96500 = 7,4 г.

Ответ: m(CuCl) = 7,4 г.