Электронные уравнения процессов протекающих на угольных электродах (8 видео)

Содержание

Составление электронных уравнений процессов, происходящих на электродах при электролизе солей
Электронные уравнения процессов протекающих на угольных электродах
Электролиз
Электролиз
Электролиз растворов
Катодные процессы
Анодные процессы
Суммарные процессы электролиза
Электролиз расплавов
Электролиз с растворимыми электродами
🎦 Видео

Видео:Электролиз. 10 класс.Скачать

Составление электронных уравнений процессов, происходящих на электродах при электролизе солей

Задание 271.
Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на угольных электродах при электролизе раствора AgNO₃. Если электролиз проводить с серебряным анодом, то его масса уменьшается на 5,4 г. Определите расход электричества при этом. Ответ: 4830 Кл.
Решение:
Процессы, происходящие на угольных электродах при электролизе нитрата серебра:

Стандартный электродный потенциал системы Ag + + = Ag 0 (+0,80 В) значительно положительнее потенциала водородного электрода в кислой среде (0,00 В). В этом случае на катоде будет происходить электрохимическое восстановление меди Ag + :

Ag + + = Ag 0

На аноде будет происходить электрохимическое окисление воды, приводящее к выделению кислорода:

2Н₂О — 2 = О₂↑ + 4Н + ,

поскольку, отвечающий этой системе стандартный электродный потенциал (+1,23 В) значительно ниже, чем стандартный электродный потенциал, характеризующий систему из кислородной кислоты. Ионы NO₃ — , движущиеся при этом к аноду, будут накапливаться в анодном пространстве.

Расход электричества, необходимый для проведения электролиза находим из уравнения Фарадея, имея в виду, что М_Э(Ag) = 107,868 г/моль, m(Ag) = 5,4 г; Q = I . t, получим:

m(B) = М_Э(B) . I . t/F
Q = I . t = m(B) . F/ МЭ(B). = 5,4 . 96500/107,868 = 4830 Кл;

Здесь m(B) – масса выделившегося вещества, г; МЭ(В) – масса эквивалента вещества, г/моль; I – сила тока, А; t – время, с; F – число Фарадея, 96500 Кл/моль.

Ответ: Q = 4830 Кл.

Задание 272.
Электролиз раствора СuSO₄ проводили в течение 15 мин при силе тока 2,5 А. Выделилось 0,72 г меди. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах в случае медного и угольного анодов. Вычислите выход по току (отношение массы выделившегося вещества к теоретически возможной). Ответ: 97,3%.
Решение:
а) Электролиз медного купороса на угольных электродах:
Стандартный электродный потенциал системы Cu 2+ + 2 = Cu 0 (+0,34 В) значительно положительнее потенциала водородного электрода в кислой среде (0,00 В). В этом случае при электролизе соли на угольных электродах, на катоде будет происходить электрохимическое восстановление меди Cu 2+ :

Cu 2+ + 2 = Cu 0

На аноде будет происходить электрохимическое окисление воды, приводящее к выделению кислорода:

2Н₂О — 4 = О₂↑ + 4Н + ,

поскольку, отвечающий этой системе стандартный электродный потенциал (+1,23 В) значительно ниже, чем стандартный электродный потенциал (+2,01 В), характеризующий систему: 2SO₄ 2- — 2 = 2S₂O₈ 2- . Ионы SO₄ 2- , движущиеся при этом к аноду, будут накапливаться в анодном пространстве.

б) Электролиз медного купороса в случае медного анода:
При электролизе медного купороса на медном аноде на катоде будет электрохимическое восстановление меди Cu 2+ . На аноде будет происходить электрохимическое окисление меди, приводящее к выделению в анодное пространство ионов Cu 2+ , поскольку отвечающий этой системе стандартный электродный потенциал (+0,34 В) значительно ниже, чем стандартный потенциал (+1,23 В), характеризующий систему:

2Н₂О — 4 = О₂↑ + 4Н +

т. е. в данном случае при электролизе будет происходить растворение медного анода и отложение меди на катоде. Электрохимические процессы при данном типе электролиза:

Катод: Cu 2+ + 2 = Cu 0 ;
Анод: Cu 0 — 2 = Cu 2+

в) Вычисление выхода меди по току.
Массу теоретического выхода меди вычислим из уравнения Фарадея, имея в виду, что 15 мин = 900 с и М_Э(Cu) = 31,77 г/моль, I = 2,5 A, получим:

m(Cu) = МЭ(В) . I . t/F = 31,77 . 2,5 . 900/96500 = 0,74 г.

Здесь m(B) – масса выделившегося вещества, г; М_Э(В) – масса эквивалента вещества, г/моль; I – сила тока, А; t – время, с; F – число Фарадея, 96500 Кл/моль.

Выход по току (отношение массы выделившегося вещества к теоретически возможной) равен:

m% = (0.72 . 100)/0,74 = 97,3%

Ответ: m% = 97,3%.

Задание 273.
Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на графитовых электродах при электролизе расплавов и водных растворов NaCl и КОН. Сколько литров (н.у.) газа выделится на аноде при электролизе гидроксида калия, если электролиз проводить в течение 30 мин при силе тока 0,5 А? Ответ: 0,052 л.
Решение:
а) При электролизе расплава соли NaCl происходит диссоциация: NaCl ⇔ Na + + Cl — . Ионы натрия движутся к катоду, где окисляются до металлического натрия:

Na + + = Na 0

Ионы хлора движутся к аноду, где восстанавливаются до газообразного хлора:

2Сl — — 2 = Cl₂ 0

Таким образом, при электролизе расплава NaCl на катоде выделяется металлический натрий, а на аноде – газообразный хлор.
При электролизе раствора соли хлорида натрия в электрохимических процессах кроме ионов натрия и хлора участвует и вода. Стандартный электродный потенциал системы Na + + = Na 0 (-2,71 В) значительно отрицательнее потенциала водородного электрода в нейтральной среде (-0,41 В). Поэтому на катоде будет происходить электрохимическое восстановление воды, сопровождающееся выделением водорода, а ионы Na+, приходящие к катоду, будут накапливаться в прилегающей к нему зоне (катодное пространство):

2Н₂О + 2 = Н₂↑ + 2ОН —

На аноде будет происходить электрохимическое окисление ионов Cl-, приводящее к выделению хлора:

2Сl — — 2 = Сl₂ 0

поскольку отвечающий этой системе стандартный электродный потенциал (+1,36 В) значительно ниже, чем стандартный потенциал (+1,23 В), характеризующий систему

2Н₂О — 4 = О₂↑ + 4Н +

б) КОН — сильный электролит, который диссоциирует по схеме:

При электролизе расплава КОН ионы калия движутся к катоду, где окисляются до свободного калия:

К + + = К 0

Гидроксид-ионы движутся к аноду, где восстанавливаются с образованием газообразного кислорода и воды:

4OH — — 4 = O₂↑ + 2H₂O

Таким образом, при электролизе расплава КОН продуктами электролиза являются металлический калий (у катода) и кислород и вода (у анода).

При электролизе раствора КОН в электрохимических процессах кроме ионов калия и гидроксид-ионов участвует и вода. Стандартный электродный потенциал системы К + + = К 0 (-2,92 В) значительно отрицательнее потенциала водородного электрода в нейтральной среде (-0,41 В). Поэтому на катоде будет происходить электрохимическое восстановление воды, сопровождающееся выделением водорода, а ионы К + , приходящие к катоду, будут накапливаться в прилегающей к нему зоне (катодное пространство), образуется гидроксид калия:

2Н₂О + 2 = Н₂↑ + 2ОН —

На аноде будет происходить электрохимическое окисление ионов ОН-, приводящее к выделению кислорода:

4ОН — — 4 = О₂↑ + 2Н₂О,

поскольку отвечающий этой системе стандартный электродный потенциал (+0,54 В) значительно ниже, чем стандартный электродный потенциал (+1,23 В), характеризующий систему 2Н₂О — 4 = О₂↑ + 4Н ₊ .

Таким образом, продуктами электролиза раствора КОН являются газообразные водород и кислород, а в растворе – гидроксид калия КОН.

в) Объём выделившегося газа на аноде находим из уравнения Фарадея, которое представим в следующем виде:

V = V_Э . I . t/F

Здесь V – объём выделившегося газа, л; m(B) – масса выделившегося вещества, г; V_Э – эквивалентный объём газа, л/моль; I – сила тока равна 0,5 А; t – время равно 1800 с; F – число Фарадея, 96500 Кл/моль.

Поскольку при нормальных условиях эквивалентный объём кислорода равен 5,6 л/моль, получим:

V(О₂) = (5,6 . 0,5 . 1800)/96500 = 0,652 л

Ответ: V(О 2 ) = 0,052 л.

Видео:Гальванические элементы. 1 часть. 10 класс.Скачать

Электронные уравнения процессов протекающих на угольных электродах

Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на угольных электродах при электролизе раствора AgNO₃. Если электролиз проводить с серебряным анодом, то его масса уменьшается на 5,4 г. Определите расход электричества при этом.

Электролиз раствора AgNO₃ с угольным анодом:

`AgNO_3 ⟶ Ag^(+) + NO_3^(-)`

`»А: «2H_2O — 4ē ⟶ O_2 + 4H^+`

Суммарный процесс: `4AgNO_3 + 2H_2O overset(«электролиз»)(⟶) 4Ag + 4HNO_3 + O_2″↑»`

Дано:Решение

`Q = (m(Ag)*F)/(M_э(Ag)) = (5.4*96500)/108 = 4825″ Кл»`

Видео:ОВР и Метод Электронного Баланса — Быстрая Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

Электролиз

Видео:9 класс. Электролитическая диссоциация. Образование ионов.Скачать

Электролиз

Химические реакции, сопровождающиеся переносом электронов (окислительно-восстановительные реакции) делятся на два типа: реакции, протекающие самопроизвольно и реакции, протекающие при прохождении тока через раствор или расплав электролита.

Раствор или расплав электролита помещают в специальную емкость — электролитическую ванну .

Электрический ток — это упорядоченное движение заряженных частиц — ионов, электронов и др. под действием внешнего электрического поля. Электрическое поле в растворе или расплаве электролита создают электроды .

Электроды — это, как правило, стержни из материала, проводящего электрический ток. Их помещают в раствор или расплав электролита, и подключают к электрической цепи с источником питания.

При этом отрицательно заряженный электрод катод — притягивает положительно заряженные ионы — катионы . Положительно заряженный электрод ( анод ) притягивает отрицательно заряженные частицы ( анионы ). Катод выступает в качестве восстановителя, а анод — в качестве окислителя.

Различают электролиз с активными и инертными электродами. Активные (растворимые) электроды подвергаются химическим превращениям в процессе электролиза. Обычно их изготавливают из меди, никеля и других металлов. Инертные (нерастворимые) электроды химическим превращениям не подвергаются. Их изготавливают из неактивных металлов, например, платины , или графита .

Видео:БЕЗ ЭТОГО НЕ СДАТЬ ЕГЭ по Химии — Электронная конфигурация атомаСкачать

Электролиз растворов

Различают электролиз раствора или расплава химического вещества. В растворе присутствует дополнительное химическое вещество — вода, которая может принимать участие в окислительно-восстановительных реакциях.

Катодные процессы

В растворе солей катод притягивает катионы металлов. Катионы металлов могут выступать в качестве окислителей. Окислительные способности ионов металлов различаются. Для оценки окислительно-восстановительных способностей металлов применяют электро-химический ряд напряжений :

Каждый металл характеризуется значением электрохимического потен-циала. Чем меньше потенциал , тем больше восстановительные свойства металла и тем меньше окислительные свойства соответствующего иона этого металла. Разным ионам соответствуют разные значения этого потенциала. Электрохимический потенциал — относительная величина. Электрохимический потенциал водорода принят равным нулю.

Также около катода находятся молекулы воды Н₂О. В составе воды есть окислитель — ион H + .

При электролизе растворов солей на катоде наблюдаются следующие закономерности:

1. Если металл в соли — активный ( до Al 3+ включительно в ряду напряжений ), 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 —

Например , при электролизе раствора хлорида натрия на катоде будет вос-станавливаться только водород из воды.

2. Если металл в соли – средней активности (между Al 3+ и Н + ) , то на катоде восстанавливается (разряжается) и металл , и водород , так как потенциал таких металлов сравним с потенциалом водорода:

Me n+ + nē → Me 0

2 H + ₂O +2ē → H₂ 0 + 2OH —

Например , при электролизе раствора сульфата железа (II) на катоде будет восстанавливаться (разряжаться) и железо, и водород:

Fe 2+ + 2ē → Fe 0

2 H + ₂O +2ē → H₂ 0 + 2OH —

3. Если металл в соли — неактивный (после водорода в ряду стандартных электрохимических металлов) , то ион такого металла является более сильным окислителем, чем ион водорода, и на катоде восстанавливается только металл:

Me n+ + nē → Me 0

Например, при электролизе раствора сульфата меди (II) на катоде будет восстанавливаться медь:

Cu 2+ + 2ē → Cu 0

4. Если на катод попадают катионы водорода H + , то они и восстанавливаются до молекулярного водорода:

2H + + 2ē → H₂ 0

Анодные процессы

Положительно заряженный анод притягивает анионы и молекулы воды. Анод – окислитель. В качестве восстановителей выступаю либо анионы кислотных остаток, либо молекулы воды (за счет кислорода в степени окисления -2: H ₂ O -2 ).

При электролизе растворов солей на аноде наблюдаются следующие закономерности:

1. Если на анод попадает бескислородный кислотный остаток , то он окисляется до свободного состояния (до степени окисления 0):

неМе n- – nē = неМе 0

Например : при электролизе раствора хлорида натрия на аноде окисляют-ся хлорид-ионы:

2Cl — – 2ē = Cl₂ 0

Действительно, если вспомнить Периодический закон: при увеличении электроотрицательности неметалла его восстановительные свойства уменьшаются. А кислород – второй по величине электроотрицательности элемент. Таким образом, проще окислить практически любой неметалл, а не кислород. Правда, есть одно исключение . Наверное, вы уже догадались. Конечно же, это фтор. Ведь электроотрицательность фтора больше, чем у кислорода. Таким образом, при электролизе растворов фторидов окисляться будут именно молекулы воды, а не фторид-ионы :

2H₂ O -2 – 4ē → O₂ 0 + 4H +

2. Если на анод попадает кислородсодержащий кислотный остаток, либо фторид-ион , то окислению подвергается вода с выделением молекулярно-го кислорода:

2H₂ O -2 – 4ē → O₂ 0 + 4H +

3. Если на анод попадает гидроксид-ион, то он окисляется и происходит выделение молекулярного кислорода:

4 O -2 H – – 4ē → O₂ 0 + 2H₂O

4. При электролизе растворов солей карбоновых кислот окислению под-вергается атом углерода карбоксильной группы, выделяется углекислый газ и соответствующий алкан.

Например , при электролизе растворов ацетатов выделяется углекислый газ и этан:

2 CH₃ C +3 OO – –2ē → 2 C +4 O₂+ CH₃-CH₃

Суммарные процессы электролиза

Рассмотрим электролиз растворов различных солей.

Например , электролиз раствора сульфата меди. На катоде восстанавливаются ионы меди:

Катод (–): Cu 2+ + 2ē → Cu 0

На аноде окисляются молекулы воды:

Анод (+): 2H₂ O -2 – 4ē → O₂ + 4H +

Сульфат-ионы в процессе не участвуют. Мы их запишем в итоговом уравнении с ионами водорода в виде серной кислоты:

2 Cu 2+ SO₄ + 2H₂ O -2 → 2 Cu 0 + 2H₂SO₄ + O₂ 0

Электролиз раствора хлорида натрия выглядит так:

На катоде восстанавливается водород:

Катод (–): 2 H + ₂O +2ē → H₂ 0 + 2OH –

На аноде окисляются хлорид-ионы:

Анод (+): 2 Cl – – 2ē → Cl₂ 0

Ионы натрия в процессе электролиза не участвуют. Мы записываем их с гидроксид-анионами в суммарном уравнении электролиза раствора хлорида натрия :

2 H + ₂O +2Na Cl – → H₂ 0 + 2NaOH + Cl₂ 0

Следующий пример : электролиз водного раствора карбоната калия.

На катоде восстанавливается водород из воды:

Катод (–): 2 H + ₂O +2ē → H₂ 0 + 2OH –

На аноде окисляются молекулы воды до молекулярного кислорода:

Анод (+): 2H₂ O -2 – 4ē → O₂ 0 + 4H +

Таким образом, при электролизе раствора карбоната калия ионы калия и карбонат-ионы в процессе не участвуют. Происходит электролиз воды:

2 H₂ + O -2 → 2 H₂ 0 + O₂ 0

Еще один пример : электролиз водного раствора хлорида меди (II).

На катоде восстанавливается медь:

Катод (–): Cu 2+ + 2ē → Cu 0

На аноде окисляются хлорид-ионы до молекулярного хлора:

Анод (+): 2 Cl – – 2ē → Cl₂ 0

Таким образом, при электролизе раствора карбоната калия происходит электролиз воды:

Cu 2+ Cl₂ – → Cu 0 + Cl₂ 0

Еще несколько примеров: электролиз раствора гидроксида натрия.

На катоде восстанавливается водород из воды:

Катод (–): 2 H + ₂O +2ē → H₂ 0 + 2OH –

На аноде окисляются гидроксид-ионы до молекулярного кислорода:

Анод (+): 4 O -2 H – – 4ē → O₂ 0 + 2H₂O

Таким образом, при электролизе раствора гидроксида натрия происходит разложение воды, катионы натрия в процессе не участвуют:

2 H₂ + O -2 → 2 H₂ 0 + O₂ 0

Видео:Разбор схемы гальванического элементаСкачать

Электролиз расплавов

При электролизе расплава на аноде окисляются анионы кислотных остатков, а на катоде восстанавливаются катионы металлов. Молекул воды в системе нет.

Например: электролиз расплава хлорида натрия. На катоде восстанавли-ваются катионы натрия:

Катод (–): Na + + ē → Na 0

На аноде окисляются анионы хлора:

Анод (+): 2 Cl – – 2ē → Cl₂ 0

Суммарное уравнение электролиза расплава хлорида натрия:

2 Na + Cl – → 2 Na 0 + Cl₂ 0

Еще один пример: электролиз расплава гидроксида натрия. На катоде восстанавливаются катионы натрия:

Катод (–): Na + + ē → Na 0

На аноде окисляются гидроксид-ионы:

Анод (+): 4 OH – – 4ē → O₂ 0 + 2H₂O

Суммарное уравнение электролиза расплава гидроксида натрия:

4 Na + OH – → 4 Na 0 + O₂ 0 + 2H₂O

Многие металлы получают в промышленности электролизом расплавов.

Например , алюминий получают электролизом раствора оксида алюминия в расплаве криолита. Криолит – Na₃[AlF₆] плавится при более низкой температуре (1100 о С), чем оксид алюминия (2050 о С). А оксид алюминия отлично растворяется в расплавленном криолите.

В растворе криолите оксид алюминия диссоциирует на ионы:

На катоде восстанавливаются катионы алюминия:

Катод (–): Al 3+ + 3ē → Al 0

На аноде окисляются алюминат-ионы:

Анод (+): 4Al O ₃ 3 – – 12ē → 2Al₂O₃ + 3 O₂ 0

Общее уравнение электролиза раствора оксида алюминия в расплаве криолита:

2 Al ₂ О ₃ = 4 Al 0 + 3 О ₂ 0

В промышленности при электролизе оксида алюминия в качестве электродов используют графитовые стержни. При этом электроды частично окисляются (сгорают) в выделяющемся кислороде:

C 0 + О₂ 0 = C +4 O₂ -2

Видео:Как писать уравнения электролиза? | Химия ЕГЭ 2022 | УмскулСкачать

Электролиз с растворимыми электродами

Если материал электродов выполнен из того же металла, который присут-ствует в растворе в виде соли, или из более активного металла, то на аноде разряжаются не молекулы воды или анионы, а окисляются частицы самого металла в составе электрода.

Например , рассмотрим электролиз раствора сульфата меди (II) с медными электродами.

На катоде разряжаются ионы меди из раствора:

Катод (–): Cu 2+ + 2ē → Cu 0

На аноде окисляются частицы меди из электрода :

Анод (+): Cu 0 – 2ē → Cu 2+