Уравнение реакции электролиза водного раствора нитрата натрия
Электролиз растворов и расплавов солей (2 ч)
Цели первого урока: научить писать схемы электролиза растворов и расплавов солей и применять полученные знания для решения расчетных задач; продолжить формирование навыков работы с учебником, тестовыми материалами; обсудить применение электролиза в народном хозяйстве.
П л а н п е р в о г о у р о к а
1. Повторение изученных способов получения металлов.
2. Объяснение нового материала.
3. Решение задач из учебника Г.Е.Рудзитиса, Ф.Г.Фельдмана «Химия-9» (М.: Просвещение, 2002), с. 120, № 1, 2.
4. Проверка усвоения знаний на тестовых заданиях.
5. Сообщение о применении электролиза.
Цели первого урока: научить писать схемы электролиза растворов и расплавов солей и применять полученные знания для решения расчетных задач; продолжить формирование навыков работы с учебником, тестовыми материалами; обсудить применение электролиза в народном хозяйстве.
ХОД ПЕРВОГО УРОКА
Повторение изученных способов получения металлов на примере получения меди из оксида меди(II).
Запись уравнений соответствующих реакций:
Еще один способ получения металлов из растворов и расплавов их солей – электрохимический, или электролиз.
Электролиз – это окислительно-восстановительный процесс, происходящий на электродах при пропускании электрического тока через расплав или раствор электролита.
Электролиз расплава хлорида натрия:
NaCl Na + + Cl – ;
катод (–) (Na + ): Na + + е = Na 0 ,
анод (–) (Cl – ): Cl – – е = Cl 0 , 2Cl 0 = Cl2;
2NaCl = 2Na + Cl2.
Электролиз раствора хлорида натрия:
NaCl Na + + Cl – ,
H2O Н + + ОН – ;
катод (–) (Na + ; Н + ): H + + е = H 0 , 2H 0 = H2
Эти три примера показывают, почему электролиз проводить выгоднее, чем осуществлять другие способы получения металлов: получаются металлы, гидроксиды, кислоты, газы.
Мы писали схемы электролиза, а теперь попробуем написать сразу уравнения электролиза, не обращаясь к схемам, а только используя шкалу активности ионов:
Примеры уравнений электролиза:
2HgSO4 + 2H2O = 2Hg + O2+ 2H2SO4;
Na2SO4 + 2H2O = Na2SO4 + 2H2+ O2;
2LiCl + 2H2O = 2LiOH + H2+ Cl2.
Решение задач из учебника Г.Е.Рудзитиса и Ф.Г.Фельдмана (9-й класс, с. 120, № 1, 2).
Задача 1. При электролизе раствора хлорида меди(II) масса катода увеличилась на 8 г. Какой газ выделился, какова его масса?
CuCl2 + H2O = Cu + Cl2+ H2O,
(Cu) = 8/64 = 0,125 моль,
(Cu) = (Сl2) = 0,125 моль,
Ответ. Газ – хлор массой 8,875 г.
Задача 2. При электролизе водного раствора нитрата серебра выделилось 5,6 л газа. Сколько граммов металла отложилось на катоде?
4AgNO3 + 2H2O = 4Ag + O2+ 4HNO3,
(O2) = 5,6/22,4 = 0,25 моль,
(Ag) = 4(O2) = 4•25 = 1 моль,
m(Ag) = 1•107 = 107 г.
Ответ. 107 г серебра.
Тестирование
Вариант 1
1. При электролизе раствора гидроксида калия на катоде выделяется:
а) водород; б) кислород; в) калий.
2. При электролизе раствора сульфата меди(II) в растворе образуется:
а) гидроксид меди(II);
б) серная кислота;
3. При электролизе раствора хлорида бария на аноде выделяется:
а) водород; б) хлор; в) кислород.
4. При электролизе расплава хлорида алюминия на катоде выделяется:
а) алюминий; б) хлор;
в) электролиз невозможен.
5. Электролиз раствора нитрата серебра протекает по следующей схеме:
а) AgNO3 + H2O Ag + Н2+ HNO3;
б) AgNO3 + H2O Ag + О2+ HNO3;
в) AgNO3 + H2O AgNO3 + Н2+ О2.
Вариант 2
1. При электролизе раствора гидроксида натрия на аноде выделяется:
а) натрий; б) кислород; в) водород.
2. При электролизе раствора сульфида натрия в растворе образуется:
а) сероводородная кислота;
б) гидроксид натрия;
3. При электролизе расплава хлорида ртути(II) на катоде выделяется:
а) ртуть; б) хлор; в) электролиз невозможен.
4. При электролизе раствора нитрата серебра на катоде выделяется:
а) серебро; б) водород; в) кислород.
5. Электролиз раствора нитрата ртути(II) протекает по следующей схеме:
а) Hg(NO3)2 + H2O Hg + Н2+ HNO3;
б) Hg(NO3)2 + H2O Hg + О2+ HNO3;
в) Hg(NO3)2 + H2O Hg(NO3)2 + Н2+ О2.
Вариант 3
1. При электролизе раствора нитрата меди(II) на катоде выделяется:
а) медь; б) кислород; в) водород.
2. При электролизе раствора бромида лития в растворе образуется:
б) бромоводородная кислота;
в) гидроксид лития.
3. При электролизе расплава хлорида серебра на катоде выделяется:
а) серебро; б) хлор; в) электролиз невозможен.
4. При электролизе раствора хлорида алюминия алюминий выделяется на:
а) катоде; б) аноде; в) остается в растворе.
5. Электролиз раствора бромида бария протекает по следующей схеме:
а) BaBr2 + H2O Br2 + Н2+ Ba(OH)2;
б) BaBr2 + H2O Br2 + Ba + H2O;
в) BaBr2 + H2O Br2 + О2+ Ba(OH)2.
Вариант 4
1. При электролизе раствора гидроксида бария на аноде выделяется:
а) водород; б) кислород; в) барий.
2. При электролизе раствора йодида калия в растворе образуется:
а) йодоводородная кислота;
б) вода; в) гидроксид калия.
3. При электролизе расплава хлорида свинца(II) на катоде выделяется:
а) свинец; б) хлор; в) электролиз невозможен.
4. При электролизе раствора нитрата серебра на катоде выделяется:
а) серебро; б) водород; в) кислород.
5. Электролиз раствора сульфида натрия протекает по следующей схеме:
а) Na2S + H2O S + Н2+ NaOH;
б) Na2S + H2O Н2+ O2+ Na2S;
в) Na2S + H2O Н2+ Na2S + NaOH.
Вариант
Вопрос 1
Вопрос 2
Вопрос 3
Вопрос 4
Вопрос 5
1
а
б
б
а
б
2
б
б
а
а
б
3
а
в
а
в
а
4
б
в
а
а
а
Применение электролиза в народном хозяйстве
1. Для защиты металлических изделий от коррозии на их поверхность наносят тончайший слой другого металла: хрома, серебра, золота, никеля и т.д. Иногда, чтобы не расходовать дорогие металлы, производят многослойное покрытие. Например, внешние детали автомобиля сначала покрывают тонким слоем меди, на медь наносят тонкий слой никеля, а на него – слой хрома.
При нанесении покрытий на металл электролизом они получаются ровными по толщине, прочными. Таким способом можно покрывать изделия любой формы. Эту отрасль прикладной электрохимии называют гальваностегией.
2. Кроме защиты от коррозии гальванические покрытия придают красивый декоративный вид изделиям.
3. Другая отрасль электрохимии, близкая по принципу к гальваностегии, названа гальванопластикой. Это процесс получения точных копий различных предметов. Для этого предмет покрывают воском и получают матрицу. Все углубления копируемого предмета на матрице будут выпуклостями. Поверхность восковой матрицы покрывают тонким слоем графита, делая ее проводящей электрический ток.
Полученный графитовый электрод опускают в ванну с раствором сульфата меди. Анодом служит медь. При электролизе медный анод растворяется, а на графитовом катоде осаждается медь. Таким образом получается точная медная копия.
С помощью гальванопластики изготавливают клише для печати, грампластинки, металлизируют различные предметы. Гальванопластика открыта русским ученым Б.С.Якоби (1838).
Изготовление штампов для грампластинок включает нанесение тончайшего серебряного покрытия на пластмассовую пластинку, чтобы она стала электропроводной. Затем на пластинку наносят электролитическое никелевое покрытие.
Чем следует сделать пластинку в электролитической ванне – анодом или катодом?
(О т в е т. Катодом.)
4. Электролиз используют для получения многих металлов: щелочных, щелочно-земельных, алюминия, лантаноидов и др.
5. Для очистки некоторых металлов от примесей металл с примесями подключают к аноду. Металл растворяется в процессе электролиза и выделяется на металлическом катоде, а примесь остается в растворе.
6. Электролиз находит широкое применение для получения сложных веществ (щелочей, кислородсодержащих кислот), галогенов.
Схема электролиза воды
Цели урока. Провести электролиз воды, показать гальваностегию на практике, закрепить знания, полученные на первом уроке.
Оборудование.На столах учащихся: плоская батарейка, два провода с клеммами, два графитовых электрода, химический стакан, пробирки, штатив с двумя лапками, 3%-й раствор сульфата натрия, спиртовка, спички, лучина.
На столе учителя: то же + раствор медного купороса, латунный ключ, медная трубка (кусок меди).
1. Прикрепить провода клеммами к электродам.
2. Электроды поставить в стакан, чтобы они не соприкасались.
3. Налить в стакан раствор электролита (сульфата натрия).
4. В пробирки налить воды и, опустив их в стакан с электролитом кверху дном, надеть их на графитовые электроды поочередно, закрепив верхний край пробирки в лапке штатива.
5. После того как прибор будет смонтирован, концы проводов прикрепить к батарейке.
6. Наблюдать выделение пузырьков газов: на аноде их выделяется меньше, чем на катоде. После того как в одной пробирке почти вся вода вытеснится выделяющимся газом, а в другой – наполовину, отсоединить провода от батарейки.
7. Зажечь спиртовку, осторожно снять пробирку, где вода почти полностью вытеснилась, и поднести к спиртовке – раздастся характерный хлопок газа.
8. Зажечь лучину. Снять вторую пробирку, проверить тлеющей лучиной газ.
Задания для учащихся
1. Зарисовать прибор.
2. Написать уравнение электролиза воды и пояснить, почему надо было проводить электролиз в растворе сульфата натрия.
3. Написать уравнения реакций, отражающие выделение газов на электродах.
Учительский демонстрационный эксперимент (могут выполнять лучшие ученики класса при наличии соответствующего оборудования)
1. Подсоединить клеммы проводов к медной трубке и латунному ключу.
2. Опустить трубку и ключ в стакан с раствором сульфата меди(II).
3. Подсоединить вторые концы проводов к батарейке: «минус» батарейки к медной трубке, «плюс» к ключу!
4. Наблюдать выделение меди на поверхности ключа.
5. После выполнения эксперимента вначале отсоединить клеммы от батарейки, затем вынуть ключ из раствора.
6. Разобрать схему электролиза с растворимым электродом:
CuSО4 = Сu 2+ +
анод (+): Сu 0 – 2e = Cu 2+ ,
катод (–): Cu 2+ + 2e = Сu 0 .
Суммарное уравнение электролиза с растворимым анодом написать нельзя.
Электролиз проводился в растворе сульфата меди(II), поскольку:
а) нужен раствор электролита, чтобы протекал электрический ток, т.к. вода является слабым электролитом;
б) не будут выделяться какие-либо побочные продукты реакций, а только медь на катоде.
Ученик 9-го класса проводит практическую работу «Электролиз воды»
7. Для закрепления пройденного написать схему электролиза хлорида цинка с угольными электродами:
катод (–): Zn 2+ + 2e = Zn 0 ,
Суммарное уравнение реакции в данном случае написать нельзя, т.к. неизвестно, какая часть общего количества электричества идет на восстановление воды, а какая – на восстановление ионов цинка.
Схема демонстрационного эксперимента
1. Написать уравнение электролиза раствора, содержащего смесь нитрата меди(II) и нитрата серебра, с инертными электродами.
3. Чтобы очистить медную монету, ее надо подвесить на медной проволоке, присоединенной к отрицательному полюсу батареи, и опустить в 2,5%-й раствор NаОН, куда следует погрузить также графитовый электрод, присоединенный к положительному полюсу батареи. Объясните, каким образом монета становится чистой. (Ответ. На катоде идет восстановление ионов водорода:
Водород вступает в реакцию с оксидом меди, находящимся на поверхности монеты:
Этот способ лучше, чем чистка порошком, т.к. не стирается монета.)
Химтех-2013
РЕШЕНИЕ ЗАДАНИЙ ПЕРВОГО ТУРА ИНТЕРНЕТ-ОЛИМПИАДЫ
ШКОЛЬНИКОВ ПО ХИМИИ И ХИМИЧЕСКОЙ ТЕХНОЛОГИИ
При электролизе 1 кг 5 %-го (по массе) водного раствора нитрата натрия на аноде выделилось 80 л газа, измеренного при температуре 25 ºС и давлении 1,24∙105 Па. Рассчитайте массовую долю (%) нитрата натрия в растворе после проведения электролиза.
Запишем уравнение реакции, протекающей при электролизе водного раствора нитрата натрия:
NaNO3 + 2H2O = O2 + 2H2 + NaNO3. (1)
Из уравнения реакции видно, что электрохимическому разложению подвергается вода:
2H2O → O2 + 2H2, (2)
на аноде на катоде
при этом масса NaNO3 в растворе остаётся неизменной.
Вычисляем массу NaNO3, зная массовую долю и массу раствора:
mNaNO3 = 5∙1000/100 = 50 (г).
Масса раствора после электролиза изменилась, она уменьшилась на массу воды, подвергшейся электрохимическому разложению, чтобы вычислить эту массу, сначала необходимо привести объём выделившегося на аноде О2 к н. у. (Ро, То) по формуле:
(л).
По уравнению (2) рассчитаем массу воды, подвергшейся электрохимическому разложению:
(г).
Тогда масса раствора после проведения электролиза:
mр-ра = 1000 – 144,14 = 855,86 (г).
Рассчитываем массовую долю нитрата натрия в растворе после проведения электролиза:
.
Ответ: массовая доля нитрата натрия 5,8 % (масс.).
При охлаждении 300 г 15 %-го (по массе) раствора часть растворённого вещества выпала в осадок, и концентрация раствора стала равной 8 % (масс.). Чему равна масса выпавшего в осадок вещества?
Рассчитаем массу растворённого вещества в 300 г 15 %-го раствора:
mв= 300∙15/100 = 45 (г).
Массу осадка обозначим за х, тогда масса 8 %-го раствора равна (300 – х)
Масса вещества оставшегося в растворе равна (45 – х)
и получим уравнение, из которого вычислим х:
4500 – 100х = 2400 – 8х
4500 – 2400 = 100х – 8х
х = (4500 – 2400) / 92 = 22,83.
Ответ: Масса выпавшего в осадок вещества равна 22,83 г.
Если гвоздь вбить во влажное дерево, то ржавчиной покрывается та его часть, которая находится внутри дерева. Чем это объясняется? Анодом или катодом является эта часть гвоздя? Составьте электронные уравнения протекающих процессов.
Влажное дерево является благоприятной средой для протекания электрохимической коррозии железа, содержащего примеси (гвоздя). При этом железо является анодом и окисляется:
Fe – 2ē = Fe2+ анодный процесс,
а окислителями могут служить как кислород:
O2 + 2H2O + 4ē = 4OH– катодный процесс,
2H+ + 2ē = H2 катодный процесс.
Главную роль играет кислород в присутствии влаги, так как он участвует в основном процессе коррозии:
2Fe + O2 + 2H2O = 2Fe(OH)2,
и во вторичных процессах образования ржавчины:
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3,
2Fe(OH)3 = Fe2O3∙H2O + 2H2O.
При полном сгорании углеводорода образовалось 27 г воды и 33,6 л СО2 (н. у.). Относительная плотность углеводорода по аргону равна 1,05. Установите его молекулярную формулу.
Для установления простейшей формулы углеводорода найдем количество веществ СО2 и Н2О:
n(CO2) = 33,6/22,4 = 1,5 моль
n(H2O) = 27/18 = 1,5 моль.
Рассчитаем соотношение атомов в молекуле:
Следовательно, простейшая формула СН2.
Определим молярную массу углеводорода, зная его относительную плотность по аргону:
При взаимодействии 2,94 г дихромата калия со 150 мл 30 %-й соляной кислоты (плотностью 1,15 г/мл) выделился хлор, практический выход которого составил 75 %. Какой объём (н. у.) этилена может прореагировать с выделившимся хлором?
Записываем уравнение первой реакции:
K2Cr2O7 + 14HCl = 2KCl + 3Cl2 + 2CrCl3 + 7H2O.
Рассчитываем количества исходных веществ и определяем вещество, находящееся в избытке:
n(K2Cr2O7) = 2,94/294 = 0,01 моль
n(HCl) = 150∙1,15∙0,3/36,5 = 1,42 моль, HСl – в избытке.
Рассчитываем количество вещества хлора с учётом практического выхода:
n(Cl2)теор = 3n(K2Cr2O7) = 0,03 моль
n(Cl2)практ = 0,03∙0,75 = 0,0225 моль.
Составляем уравнение второй реакции и находим объём этилена:
C2H4 + Cl2 = C2H4Cl2
n(C2H4) = n(Cl2) = 0,0225 моль
V(C2H4) = 0,0225∙22,4 = 0,504 л.
Ответ: объём этилена 0,504 л.
Имеется смесь опилок алюминия, цинка и меди. Масса твёрдого остатка после обработки образца этой смеси массой 8 г избытком концентрированной азотной кислоты составила 1,52 г. Образец этой же смеси массой 3 г внесли в избыток концентрированного раствора щёлочи, масса нерастворимого остатка составила 0,6 г. Определите массовые доли металлов в смеси.
Алюминий не растворяется в концентрированной азотной кислоте, поэтому масса алюминия в 8 г смеси равна 1,52 г. Тогда массовая доля алюминия:
19 % (масс.).
Медь не растворяется в концентрированном растворе щёлочи, поэтому масса меди в 3 г смеси равна 0,6 г. Тогда массовая доля меди:
В лаборатории оказались без этикеток бюксы с Zn(NO3)2, K2SO4 и Na2CO3, все эти вещества имеют одинаковую окраску (укажите какую). Предложите самый простой способ идентификации этих веществ. Составьте уравнения соответствующих реакций.
Zn(NO3)2, K2SO4 и Na2CO3 – вещества белого цвета. Это соли хорошо растворимые в воде, но их растворы имеют разную реакцию среды:
раствор Zn(NO3)2 – кислую (рН 7)
раствор K2SO4 – нейтральную (рН = 7).
Соль K2SO4 не гидролизуется при растворении в воде, так как образована сильным основанием КОН и сильной кислотой H2SO4. В этом можно убедиться с помощью лакмусовой бумажки, она не изменит свой цвет при опускании её в раствор этой соли.
Соль Zn(NO3)2 образована слабым основанием Zn(OH)2 и сильной кислотой HNO3, поэтому при растворении в воде гидролизуется по катиону:
Zn2+ + HOH ↔ ZnOH+ + H+
Zn(NO3)2 + H2O ↔ ZnOHNO3 + HNO3.
Лакмусовая бумажка окрасится в розовый цвет.
Соль Na2CO3 образована слабой кислотой H2CO3 и сильным основанием NaOH, поэтому гидролиз пойдет по аниону:
СO32– + HOH ↔ HCO3– + OH–
Na2CO3 + H2O ↔ NaHCO3 + NaOH.
Лакмусовая бумажка окрасится в синий цвет.
Вместо лакмусовых полосок можно использовать растворы кислотно-основных индикаторов, имеющихся в лаборатории.
Таким образом, для идентификации перечисленных веществ достаточно приготовить их водные растворы, а затем проверить реакцию среды, она будет разная.
Серебристо-белое лёгкое простое вещество «А», обладающее хорошей тепло — и электропроводностью, реагирует при нагревании с азотом. Продукт реакции взаимодействует с водой с выделением газа «В», при пропускании которого через раствор соли «С» выпадает осадок, растворимый как в кислотах, так и в щелочах. Назовите вещества «А», «В», «С». Напишите уравнения перечисленных реакций.
Хорошей тепло — и электропроводностью обладают металлы. При комнатной температуре только литий взаимодействует с азотом. При нагревании с азотом реагируют бериллий, магний, кальций, алюминий и др., образуя нитриды, например:
3Mg + N2 = Mg3N2 или 2Al + N2 = 2AlN.
Значит, вещество «А» это металл (Ве, Ca, Mg, Al и др.).
Полученные нитриды очень чувствительны к влаге и легко разлагаются во влажном воздухе или при контакте с водой, выделяя аммиак, например:
Mg3N2 + 6H2O = 3Mg(OH)2↓ + 2NH3↑.
Значит, вещество «B» это NH3.
В кислотах и щелочах растворяются амфотерные гидроксиды, поэтому при пропускании аммиака через раствор соли «С» в осадок, скорее всего, выпадает гидроксид М(OH)n, где М – амфотерный металл (Be, Al, Cr, Zn и др.)
3NH3 + AlCl3 + 3H2O = Al(OH)3↓ + 3NH4Cl,
который взаимодействует как со щёлочью, так и с кислотой:
Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(H2O)2(OH)4]
Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O.
Вместо хлорида можно взять любую растворимую в воде соль металла.
Значит, вещество «С» это соль амфотерного металла MmAn, где А — кислотный остаток, n — валентность металла, m — индекс, численно равный заряду кислотного остатка.
Ответ: «А» – Mg; «B» – NH3; «С» – AlCl3 (возможны другие варианты ответа).
Напишите уравнения реакций, позволяющих синтезировать азотную кислоту, используя в качестве исходных веществ воздух и воду. Необходимая аппаратура и катализаторы в Вашем распоряжении имеются. Укажите условия проведения реакций.
Прямой синтез оксидов азота NxOy взаимодействием молекулярных N2 и O2 нецелесообразен, из-за высокой энергоёмкости процесса, например:
N2 + О2 = 2NО (Т = 3000 °С, электрический разряд)
Поэтому в химической технологии используют исключительно каталитическое окисление аммиака кислородом (воздухом). Азот и кислород получают фракционным разделением воздуха, содержащего 78 % (об.) N2 и 21 % (об.) О2. Водород — электрохимическим разложением воды, содержащей NaOH или KOH для увеличения электрической проводимости:
1. 2H2O = O2 + 2H2 (электролиз);
2. N2 + 3Н2 = 2NН3 (Т = 450-550 °С, Р = 22-32 МПа, Fe — катализатор);
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+
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.
Повторение изученных способов получения металлов на примере получения меди из оксида меди(II).
Na + + Cl – ;
.
+ O2 
(Cu) = 8/64 = 0,125 моль,
Ag 
(л).
(г).
.
19 % (масс.).
20 % (масс.).