Уравнения процессов протекающих на электродах при электролизе веществ
Электролиз в растворах
Задача 421.
Составьте уравнение диссоциации электролита, напишите уравнения процессов протекающих на электродах при электролизе раствора H2SO3.
Решение:
Электролиз раствора серый кислоты сводится к электролизу воды.
Диссоциация молекулы H2SO3:
H2SO3 = 2Н+ + SO32-
На электродах протекают следующие реакции:
Катод: 2|4|2Н+ + 2ē = Н2↑
Анод: 1|2|2H2O - 4ē = O2↑+ 4H+
Полное ионно-молекулярное уравнение:
4Н+ + 2Н2О = 2Н2↑ + О2↑ + 4Н+
После приведения членов в обеих частях уравнения, получим:
2Н2О = 2Н2↑ + О2↑
Задача 422.
Составьте схему электролиза водного раствора, содержащего одновременно электролиты SnS, АlI3 с медными электродами, учитывая перенапряжение по водороду и по кислороду. Рассчитайте количества образующихся на электродах веществ, если пропустили 1400 Кл электричества.
Решение:
SnS — соль не растворяется в воде, поэтому реакция диссоциации не протекает.
АlI3 диссоциирует в водном растворе:
АlI3 = Al3+ + 3I-.
Так как значение электродного потенциала системы алюминия (-1,662 В) значительно ниже, чем потенциал водородного электрода в нейтральной среде:
2H2O + 2ē ⇔ H2↑ + 2ОH- (-0,41 В), а значение электродного потенциала меди (+0,337 В) намного выше значений потенциалов алюминия и воды, то на катоде будет наблюдаться восстановление ионов меди:
К(-): Cu2+ + 2ē ⇔ Cu0.
Ионы меди будут приходить к катоду от анода, а ионы алюминия будут накапливаться в катодном пространстве.
На аноде будет происходить электрохимическое окисление меди, так как электродный потенциал системы: Cu0 - 2ē ⇔ Cu2+ (+0,337 В)
значительно ниже электродного потенциала системы:
2H2O - 4ē ⇔ O2↑ + 4Н+ (+1,228 В).
Тогда
А(+): Cu0 - 2ē ⇔ Cu2+.
Медь – материал анода будет растворяться, и накапливаться вместе с приходящими к аноду одид-ионами.
Таким образом, при электролизе раствора нитрата калия на медных электродах происходит растворение медного анода и осаждение чистой меди на медном катоде. Ионы алюминия и иодид-ионы в процессе электролиза не участвуют, а являются средой для проведения электролиза и остаются в растворе. Следовательно, энергия электрического тока при этом электролизе расходуется на перенос меди с анода на катод. Данный процесс можно использовать для рафинирования меди очистки её от примесей. Медные пластины соединяют с источником постоянного тока таким образом, чтобы очищения медь была катодом, а неочищенная медь – анодом.
Рассчитаем количество образующейся на катоде чистой меди. Расчет будем вести по формуле:
m = (Э . I . t)/F (Э . Q)/F = (M . Q)/(F . n), где
m – масса вещества, г;
М – молярная масса вещества, г/моль;
n – число принимаемых или отдаваемых частицей электронов;
F – число Фарадея 96500 Кл (количество электричества, необходимое для выделения 1 эквивалента любого вещества);
I – сила тока, А;
t – время, с;
Q - количество электричества.
Тогда
m(Cu) = (63,546 . 1400)/(96500 . 2) = 0,46 г.
Электролиз расплавов
Задача 423.
1. Напишите уравнения электродных процессов, протекающих в расплаве смеси веществ: ZnСl2, SnS. Напишите по одной реакции на катоде и на аноде, которые будут протекать в первую очередь. Рассчитайте количества образующихся продуктов на электродах, если пропустили 55 А ∙ ч электричества.
Решение:
М(Sn) = 118,71 г/моль;
Э(Sn) = 59,355 г/моль;
M(S) = 32,065 г/моль;
Э(S) = 16,0325 г/моль.
1 ампер-час — это электрический заряд в 3600 Кл.
Тогда
Q = 55 . 3600 = 198000 кл.
При плавлении происходит термохимическая диссоциация солей:
ZnСl2 = Zn2+ + 2Cl-;
SnS = Sn2+ + S2-.
При электролизе расплава смеси солей на аноде окисляются анионы кислотных остатков, а на катоде восстанавливаются катионы металлов. Молекул воды в системе нет. Если погрузить инертные (угольные) электроды и пропускать постоянный электрический ток, то ионы будут двигаться к электродам: катионы металла – к катоду, анионы кислотного остатка – к аноду.
На катоде в первую очередь идут процессы, характеризующиеся более положительным потенциалом, т.е. восстанавливаются более сильные окислители. В данной смеси солей более положительный потенциал у олова (-0,136 В), поэтому в первую очередь на катоде будут восстанавливаться ионы Sn2+.
К-): Sn2+ + 2ē = Sn0.
Учитывая, что при наличии у анода одновременно ионов Cl– и S2– сначала будут разряжаться ионы S2–, затем ионы Cl-. Тогда можно записать уравнения процессов на аноде:
А(+): S2- - 2ē = S0.
В итоге на катоде выделяется металлическое олово, а на аноде – сера.
Расчет количества образующихся продуктов на электродах. Для расчета используем формулу:
m = (Э . I . t)/F (Э . Q)/F = (M . Q)/(F . n), где
m – масса вещества, г;
М – молярная масса вещества, г/моль;
n – число принимаемых или отдаваемых частицей электронов;
F – число Фарадея 96500 Кл (количество электричества, необходимое для выделения 1 эквивалента любого вещества);
I – сила тока, А;
t – время, с;
Q - количество электричества.
Тогда
m(Sn) = (59,355 . 198000)/96500 = 121,8 г;
m(S) = (16,0325 . 198000)/96500 = 32,9 г.
Отсюда
n(Sn) = M(Sn)/m(Sn) = 118,71/121,8 = 1,026 моль;
n(S) = M(S)/m(S) = 32,9/32,065 = 1,026 моль.
Можно и так
Для рассчета используем формулу:
n = (Э . I . t)/(F . М) = (Э . Q)/(F . М), где
n – количество вещества, моль;
М – молярная масса вещества, г/моль;
n – число принимаемых или отдаваемых частицей электронов;
F – число Фарадея 96500 Кл (количество электричества, необходимое для выделения 1 эквивалента любого вещества);
I – сила тока, А;
t – время, с;
Q - количество электричества.
Тогда
n(Sn) = (59,355 . 198000)/(96500 . 118,71) = 1,026 моль;
n(S) = (16,0325 . 198000)/(96500 . 32,065) = 1,026 моль.
Расчет массовой доли никеля в сплаве
Задача 424.
Навеску сплава 1,2 г обработали и получили сульфатноаммиачный раствор, из которого электролизом при постоянной силе тока 0,5 А полностью выделили на платиновом катоде никель за 8 минут. Рассчитайте массовую долю никеля в сплаве, если выход по току составлял 100%
Решение:
m(сплава) = 1,2 г;
Э(Ni) = М(Ni)/2 = 29,4 г/моль;
t = 8 мин = 480 с;
I = 0,5 A;
w%(Ni) = ?
Для расчета массы никеля используем уравнение закона Фарадея:
m = (Э . I . t)/F.
Здесь m - масса образовавшегося или подвергшегося превращению вещества; Э — его эквивалентная масса; I — сила тока; t - время; F - постоянная Фарадея (96500 Кл/моль), т.е. количество электричества, необходимое для осуществления электрохимического превращения одного эквивалента вещества.
1. Рассчитаем массу никеля, полученного при электролизе:
m(Ni) = (29,4 г/моль . 0,5 A . 480 c)/96500 Кл/моль = 0,073 г.
2. Рассчитаем массовую долю никеля в навеске сплава:
w%(Ni) = m(Ni)/m(сплава) = 0,073/1,2 ≈ 0,06 ≈ 6%.
Химические процессы в электролизерах
Задача 425.
1. Укажите знак (заряд) катода и анода в приведённых электрохимических схемах электролизёров.
2. Для каждого электролизёра напишите по одной реакции на катоде и на аноде, которые будут протекать в первую очередь.
а) К (…) С|CuCl2, Na2SO4, KNO3 (расплав)|Cu (…) А
б) К (…) С|NaBr, AlCl3, K2SO4 (водный раствор)|C (…) А
Решение:
Катод — это отрицательно заряженный электрод, который притягивает положительно заряженные ионы (катионы). А анод — это положительно заряженный электрод, который притягивает к себе отрицательно заряженные ионы (анионы). Таким образом, на катоде всегда происходит процесс восстановления, а на аноде всегда происходит процесс окисления.
а) При электролизе расплава на аноде окисляются анионы кислотных остатков, а на катоде восстанавливаются катионы металлов. Молекул воды в системе нет. Так как материал анода выполнен из меди, который присутствует в расплаве в виде соли CuCl2, то на аноде разряжаются не анионы, а окисляются частицы самого металла в составе электрода.
Уравнения электродных процессов:
К(-): Cu2+ + 2ē ⇔ Cu0
А(+): Cu0 - 2ē ⇔ Cu2+
Суммарное уравнение процесса электролиза:
Cu2+ + Cu0 = Cu0 + Cu2+
катод анод
Значит, nкатод(Cu) = nанод(Cu).
б) Если в растворе находятся ионы металлов, стоящие в ряду напряжения до алюминия включительно, например, натрий, калий и алюминий, то на катоде восстанавливается только вода.
Так как NaBr, AlCl3 и K2SO4 - соли активных металлов, то вместо металла на катоде восстанавливается (разряжается) водород, т.к. потенциал водорода намного больше. Протекает процесс восстановления молекулярного водорода из воды, при этом образуются ионы OH–, среда возле катода — щелочная:
2H2O + 2ē = H2↑ + 2OH−.
При электролизе растворов солей кислородсодержащих кислот и фторидов на аноде идет процесс окисления воды (выделяется О2↑). Анионы не окисляются, они остаются в растворе:
2H2O − 4ē = O2↑ + 4H+.
Кислотный остаток бромида натрия ион брома и кислотный остаток хлорида алюминия ион хлора (бескислородные кислотные остати, то они окисляются до свободного состояния (до степени окисления 0):
2Г– - 2ē = Г20.
Из возможных анодных процессов осуществляется тот, который характеризуется наименьшим значением электродного потенциала. Учитывая, что при наличии у анода одновременно ионов Br–, Cl– и SO42– сначала будут разряжаться ионы Br–, затем ионы Cl- и, после их разрядки начннут разряжаться молекулы воды. Тогда можно записать уравнения процессов на электродах:
К (-): 6|4|2H2O + 2ē = H2↑ + 2OH−;
А (+): 2|2Br– - 2ē = Br20.
2H2O + 2Br– = H2↑ + 2OH− + Br20 (ионно-молекулярная форма);
2H2O + 2NaBr = H2↑ + Br2 + 2NaOH (молекулярная форма).
Определение времени длительности электролиза
Задача 426.
Сколько времени займет получение 0,6 г. меди из раствора медного купороса при силе тока 2,5 А?
Решение:
Э(Cu) = 1/2M(Cu) = 63,54//2 = 31,77 г/моль;
m(Cu) = 0,6 г;
I = 2,5 A;
t = ?
Для расчета времени используем уравнение закона Фарадея:
m = (Э . I . t)/F.
Здесь m - масса образовавшегося или подвергшегося превращению вещества; Э — его эквивалентная масса; I — сила тока; t - время; F - постоянная Фарадея (96500 Кл/моль), т.е. количество электричества, необходимое для осуществления электрохимического превращения одного эквивалента вещества.
Решим уравнение закона Фарадея относительно времени и подставим данные задачи, получим:
t = (m . F)/(Э . I) = (0,6 . 96500)/(31,77 . 2,5) =
= 729 c или 12,15 мин или 0,2 ч.
Задача 427.
Рассчитайте, сколько времени должен длиться электролиз, чтобы силой тока 5 А повысить в 2 раза концентрацию 500 мл 0,5 М раствора КОН.
Решение:
1. Рассчитаем количество моль КОН, которое образовалось при электролизе, получим:
n(KOH) = [Cм(KOH) . V(KOH)]/1000 =
= (0,5 . 500)/1000 = 0,25 моль,
значит такое же количество щелочи образовалось при электролизе.
2. Рассчитаем время электролиза. Для расчета времени используем уравнение закона Фарадея:
m = (Э . I . t)/F.
Здесь m - масса образовавшегося или подвергшегося превращению вещества; Э — его эквивалентная масса; I — сила тока; t - время; F - постоянная Фарадея (96500 Кл/моль), т.е. количество электричества, необходимое для осуществления электрохимического превращения одного эквивалента вещества.
Решим уравнение закона Фарадея относительно времени и подставим данные задачи:
m = M . n = 56 . 0,25 = 14;
I = 5 A;
Э = М/1 = 56/1= 56 г/моль.
Тогда
t = (m . F)/(Э . I) = (14 . 96500)/(56 . 5) =
= 4825 c или 1,34 ч.
