Уравнение электролиза раствора нитрата хрома 3 (7 видео)

Содержание

Правила составления окислительно-восстановительных реакций
Электролиз растворов электролитов с инертными электродами
Процессы, протекающие на катоде:
Процессы, протекающие на аноде:
Примеры:
Электролиз
Решение химических задач на закон Фарадея в курсе средней школы
Ряд напряжений металлов
📸 Видео

Видео:Хлорид хрома (III)Скачать

Правила составления окислительно-восстановительных реакций

Видео:Электролиз. 10 класс.Скачать

Электролиз растворов электролитов с инертными электродами

Напомним, что на катоде протекают процессы восстановления, на аноде — процессы окисления.

Процессы, протекающие на катоде:

В растворе имеются несколько видов положительно заряженных частиц, способных восстанавливаться на катоде:

1) Катионы металла восстанавливаются до простого вещества, если металл находится в ряду напряжений правее алюминия (не включая сам Al). Например:
Zn 2+ +2e → Zn 0 .

2) В случае раствора соли или щелочи: катионы водорода восстанавливаются до простого вещества, если металл находится в ряду напряжений металлов до H2:
2H2O + 2e → H2 0 + 2OH – .
Например, в случае электролиза растворов NaNO3 или KOH.

3) В случае электролиза раствора кислоты: катионы водорода восстанавливаются до простого вещества:
2H + +2e → H2.
Например, в случае электролиза раствора H2SO4.

Процессы, протекающие на аноде:

На аноде легко окисляются кислотные остатки не содержащие кислород. Например, галогенид-ионы (кроме F – ), сульфид-анионы, гидроксид-анионы и молекулы воды:

1) Галогенид-анионы окисляются до простых веществ:
2Cl – – 2e → Cl2.

2) В случае электролиза раствора щелочи в гидроксид-анионах кислород окисляется до простого вещества. Водород уже имеет степень окисления +1 и не может быть окислен дальше. Также будет выделение воды — почему? Потому что больше ничего написать и не получится: 1) H + написать не можем, так как OH – и H + не могут стоять по разные стороны одного уравнения; 2) H2 написать также не можем, так как это был бы процесс восстановления водорода (2H + +2e → H2), а на аноде протекают только процессы окисления.
4OH – – 4e → O2 + 2H2O.

3) Если в растворе есть анионы фтора или любые кислородсодержащие анионы, то окислению будет подвергаться вода с подкислением прианодного пространства согласно следующему уравнению:
2H2O – 4e → O2 + 4H + .
Такая реакция идет в случае электролиза растворов кислородсодержащих солей или кислородсодержащих кислот. В случае электролиза раствора щелочи окисляться будут гидроксид-анионы согласно правилу 2) выше.

4) В случае электролиза раствора соли органической кислоты на аноде всегда происходит выделение CO2 и удвоение остатка углеродной цепи:
2R-COO – – 2e → R-R + 2CO2.

Видео:Качественная реакция ионов хрома(III) со щелочью. Получение и свойства гидроксида хромаСкачать

Примеры:

1. Раствор NaCl

Расписываем диссоциацию на ионы:
NaCl → Na + + Cl –

Металл Na стоит в ряду напряжений до алюминия, следовательно, восстанавливаться на катоде не будет (катионы остаются в растворе). Согласно правилу выше, на катоде восстанавливается водород. Хлорид-анионы будут окисляться на аноде до простого вещества:

К: 2Na + (в растворе)
2H2O + 2e → H2 0 + 2OH –
А: 2Cl – – 2e → Cl2

Коэффициент 2 перед Na + появился из-за наличия аналогичного коэффициента перед хлорид-ионами, так как в соли NaCl их соотношение 1:1.

Проверяем, что количество принимаемых и отдаваемых электронов одинаковое, и суммируем левые и правые части катодных и анодных процессов:

2Na + + 2Cl – + 2H2O → H2 0 + 2Na + + 2OH – + Cl2. Соединяем катионы и анионы:
2NaCl + 2H2O → H2 0 + 2NaOH + Cl2.

2. Раствор Na2SO4

Расписываем диссоциацию на ионы:
Na2SO4 → 2Na + + SO4 2–

Натрий стоит в ряду напряжений до алюминия, следовательно, восстанавливаться на катоде не будет (катионы остаются в растворе). Согласно правилу выше, на катоде восстанавливается только водород. Сульфат-анионы содержат кислород, поэтому окисляться не будут, также оставаясь в растворе. Согласно правилу выше, в этом случае окисляются молекулы воды:

К: 2H2O + 2e → H2 0 + 2OH –
А: 2H2O – 4e → O2 0 + 4H + .

Уравниваем число принимаемых и отдаваемых электронов на катоде и аноде. Для этого необходимо умножить все коэффициенты катодного процесса на 2:
К: 4H2O + 4e → 2H2 0 + 4OH –
А: 2H2O – 4e → O2 0 + 4H + .

Складываем левые и правые части катодных и анодных процессов:
6H2O → 2H2 0 + 4OH – + 4H + + O2 0 .

4OH- и 4H+ соединяем в 4 молекулы H2O:
6H2O → 2H2 0 + 4H2O + O2 0 .

Сокращаем молекулы воды, находящиеся по обе стороны уравнения, т.е. вычитаем из каждой части уравнения 4H2O и получаем итоговое уравнение гидролиза:
2H2O → 2H2 0 + O2 0 .

Таким образом, гидролиз растворов кислородсодержащих солей активных металлов (до Al включительно) сводится к гидролизу воды, так как ни катионы металлов, ни анионы кислотных остатков не принимают участие в окислительно-восстановительных процессах, протекающих на электродах.

3. Раствор CuCl2

Расписываем диссоциацию на ионы:
CuCl2 → Cu 2+ + 2Cl –

Медь находится в ряду напряжений металлов после водорода, следовательно, только она будет восстанавливаться на катоде. На аноде будут окисляться только хлорид-анионы.

К: Cu 2+ + 2e → Cu 0
A: 2Cl – – 2e → Cl2

Записываем суммарное уравнение:
CuCl2 → Cu 0 + Cl2.

4. Раствор CuSO4

Расписываем диссоциацию на ионы:
CuSO4 → Cu 2+ + SO4 2–

Медь находится в ряду напряжений металлов после водорода, следовательно, только она будет восстанавливаться на катоде. На аноде будут окисляться молекулы воды, так как кислородсодержащие кислотные остатки в растворах на аноде не окисляются.

К: Cu 2+ + 2e → Cu 0
A: SO4 2– (в растворе)
2H2O – 4e → O2 + 4H + .

Уравниваем количество электронов на катоде и аноде. Для это умножим все коэффициенты катодного уравнения на 2. Количество сульфат-ионов также необходимо удвоить, так как в сульфате меди соотношение Cu 2+ и SO4 2– 1:1.

К: 2Cu 2+ + 4e → 2Cu 0
A: 2SO4 2– (в растворе)
2H2O – 4e → O2 + 4H + .

Записываем суммарное уравнение:
2Cu 2+ + 2SO4 2– + 2H2O → 2Cu 0 + O2 + 4H + + 2SO4 2– .

Соединив катионы и анионы, получаем итоговое уравнение электролиза:
2CuSO4 + 2H2O → 2Cu 0 + O2 + 2H2SO4.

5. Раствор NiCl2

Расписываем диссоциацию на ионы:
NiCl2 → Ni 2+ + 2Cl –

Никель находится в ряду напряжений металлов после алюминия и до водорода, следовательно, на катоде будут восстанавливаться и металл, и водород. На аноде будут окисляться только хлорид-анионы.

К: Ni 2+ + 2e → Ni 0
2H2O + 2e → H2 0 + 2OH –
A: 2Cl – – 2e → Cl2

Уравниваем количество электронов, принимаемых и отдаваемых на катоде и аноде. Для этого умножаем все коэффициенты анодного уравнения на 2:

К: Ni 2+ + 2e → Ni 0
2H2O + 2e → H2 0 + 2OH –
Ni 2+ (в растворе)
A: 4Cl – – 4e → 2Cl2

Замечаем, что согласно формуле NiCl2, соотношение атомов никеля и хлора 1:2, следовательно, в раствор необходимо добавить Ni 2+ для получения общего количества 2NiCl2. Также это необходимо сделать, так как в растворе должны присутствовать противоионы для гидроксид-анионов.

Складываем левые и правые части катодных и анодных процессов:
Ni 2+ + Ni 2+ + 4Cl – + 2H2O → Ni 0 + H2 0 + 2OH – + Ni 2+ + 2Cl2.

Соединяем катионы и анионы для получения итогового уравнения электролиза:
2NiCl2 + 2H2O → Ni 0 + H2 0 + Ni(OH)2 + 2Cl2.

6. Раствор NiSO4

Расписываем диссоциацию на ионы:
NiSO4 → Ni 2+ + SO4 2–

Никель находится в ряду напряжений металлов после алюминия и до водорода, следовательно, на катоде будут восстанавливаться и металл, и водород. На аноде будут окисляться молекулы воды, так как кислородсодержащие кислотные остатки в растворах на аноде не окисляются.

К: Ni 2+ + 2e → Ni 0
2H2O + 2e → H2 0 + 2OH –
A: SO4 2– (в растворе)
2H2O – 4e → O2 + 4H + .

Проверяем, что количество принятых и отданных электронов совпадает. Также замечаем, что в растворе есть гидроксид-ионы, но в записи электродных процессов для них нет противоионов. Следовательно, нужно добавить в раствор Ni 2+ . Так как удвоилось количество ионов никеля, необходимо удвоить и количество сульфат-ионов:

К: Ni 2+ + 2e → Ni 0
2H2O + 2e → H2 0 + 2OH –
Ni 2+ (в растворе)
A: 2SO4 2– (в растворе)
2H2O – 4e → O2 + 4H + .

Складываем левые и правые части катодных и анодных процессов:
Ni 2+ + Ni 2+ + 2SO4 2– + 2H2O + 2H2O → Ni 0 + Ni 2+ + 2OH – + H2 0 + O2 0 + 2SO4 2– + 4H + .

Соединяем катионы и анионы и записываем итоговое уравнение электролиза:
2NiSO4 + 4H2O → Ni 0 + Ni(OH)2 + H2 0 + O2 0 + 2H2SO4.

В других источниках литературы также говорится об альтернативном протекании электролиза кислородсодержащих солей металлов средней активности. Разница состоит в том, что после сложения левых и правых частей процессов электролиза необходимо соединить H + и OH – с образованием двух молекул воды. Оставшиеся 2H + расходуются на образование серной кислоты. В этом случае не нужно прибавлять дополнительные ионы никеля и сульфат-ионы:

Ni 2+ + SO4 2– + 2H2O + 2H2O → Ni 0 + 2OH – + H2 0 + O2 0 + SO4 2– + 4H + .

Ni 2+ + SO4 2– + 4H2O → Ni 0 + H2 0 + O2 0 + SO4 2– + 2H + + 2H2O.

NiSO4 + 2H2O → Ni 0 + H2 0 + O2 0 + H2SO4.

7. Раствор CH3COONa

Расписываем диссоциацию на ионы:
CH3COONa → CH3COO – + Na +

Натрий стоит в ряду напряжений до алюминия, следовательно, восстанавливаться на катоде не будет (катионы остаются в растворе). Согласно правилу выше, на катоде восстанавливается только водород. На аноде будет происходит окисление ацетат-ионов с образованием углекислого газа и удвоением остатка углеродной цепи:

К: 2Na + (в растворе)
2H2O + 2e → H2 0 + 2OH –
А: 2CH3COO – – 2e → CH3-CH3 + CO2

Так как количества электронов в процессах окисления и восстановления совпадают, составляем суммарное уравнение:
2Na + + 2CH3COO – + 2H2O → 2Na + + 2OH – + H2 0 + CH3-CH3 + CO2

Соединяем катионы и анионы:
2CH3COONa + 2H2O → 2NaOH + H2 0 + CH3-CH3 + CO2.

8. Раствор H2SO4

Расписываем диссоциацию на ионы:
H2SO4 → 2H + + SO4 2–

Из катионов в растворе присутствуют только катионы H+, они и будут восстанавливаться до простого вещества. На аноде будет протекать окисление воды, так как кислород содержащие кислотные остатки в растворах на аноде не окисляются.

К: 2H + +2e → H2
A: 2H2O – 4e → O2 + 4H +

Уравниваем число электронов. Для этого удваиваем каждый коэффициент в уравнении катодного процесса:

К: 4H + +4e → 2H2
A: 2H2O – 4e → O2 + 4H +

Суммируем левые и правые части уравнений:
4H + + 2H2O → 2H2 + O2 + 4H +

Катионы H + находятся в обеих частях реакции, следовательно, их нужно сократить. Получаем, что в случае растворов кислот, электролизу подвергаются только молекулы H2O:
2H2O → 2H2 + O2.

9. Раствор NaOH

Расписываем диссоциацию на ионы:
NaOH → Na + + OH –

Натрий стоит в ряду напряжений до алюминия, следовательно, восстанавливаться на катоде не будет (катионы остаются в растворе). Согласно правилу, на катоде восстанавливается только водород. На аноде будут окисляться гидроксид-анионы с образованием кислорода и воды:

К: Na+ (в растворе)
2H2O + 2e → H2 0 + 2OH –
А: 4OH – – 4e → O2 + 2H2O

Уравниваем число электронов, принимаемых и отдаваемых на электродах:

К: Na + (в растворе)
4H2O + 4e → 2H2 0 + 4OH –
А: 4OH – – 4e → O2 + 2H2O

Суммируем левые и правые части процессов:
4H2O + 4OH – → 2H2 0 + 4OH – + O2 0 + 2H2O

Сокращая 2H2O и ионы OH – , получаем итоговое уравнение электролиза:
2H2O → 2H2 + O2.

Вывод:
При электролизе растворов 1) кислородсодержащих кислот;
2) щелочей;
3) солей активных металлов и кислородсодержащих кислот
на электродах протекает электролиз воды:
2H2O → 2H2 + O2.

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

Электролиз

Электролиз (греч. elektron — янтарь + lysis — разложение) — химическая реакция, происходящая при прохождении постоянного тока через электролит. Это разложение веществ на их составные части под действием электрического тока.

Процесс электролиза заключается в перемещении катионов (положительно заряженных ионов) к катоду (заряжен отрицательно), и отрицательно заряженных ионов (анионов) к аноду (заряжен положительно).

Итак, анионы и катионы устремляются соответственно к аноду и катоду. Здесь и происходит химическая реакция. Чтобы успешно решать задания по этой теме и писать реакции, необходимо разделять процессы на катоде и аноде. Именно так и будет построена эта статья.

Катод

К катоду притягиваются катионы — положительно заряженные ионы: Na + , K + , Cu 2+ , Fe 3+ , Ag + и т.д.

Чтобы установить, какая реакция идет на катоде, прежде всего, нужно определиться с активностью металла: его положением в электрохимическом ряду напряжений металлов.

Если на катоде появился активный металл (Li, Na, K) то вместо него восстанавливаются молекулы воды, из которых выделяется водород. Если металл средней активности (Cr, Fe, Cd) — на катоде выделяется и водород, и сам металл. Малоактивные металлы выделяются на катоде в чистом виде (Cu, Ag).

Замечу, что границей между металлами активными и средней активности в ряду напряжений считается алюминий. При электролизе на катоде металлы до алюминия (включительно!) не восстанавливаются, вместо них восстанавливаются молекулы воды — выделяется водород.

В случае, если на катод поступают ионы водорода — H + (например при электролизе кислот HCl, H₂SO₄) восстанавливается водород из молекул кислоты: 2H + — 2e = H₂

К аноду притягиваются анионы — отрицательно заряженные ионы: SO₄ 2- , PO₄ 3- , Cl — , Br — , I — , F — , S 2- , CH₃COO — .

При электролизе кислородсодержащих анионов: SO₄ 2- , PO₄ 3- — на аноде окисляются не анионы, а молекулы воды, из которых выделяется кислород.

Бескислородные анионы окисляются и выделяют соответствующие галогены. Сульфид-ион при оксилении окислении серу. Исключением является фтор — если он попадает анод, то разряжается молекула воды и выделяется кислород. Фтор — самый электроотрицательный элемент, поэтому и является исключением.

Анионы органических кислот окисляются особым образом: радикал, примыкающий к карбоксильной группе, удваивается, а сама карбоксильная группа (COO) превращается в углекислый газ — CO₂.

Примеры решения

В процессе тренировки вам могут попадаться металлы, которые пропущены в ряду активности. На этапе обучения вы можете пользоваться расширенным рядом активности металлов.

Теперь вы точно будете знать, что выделяется на катоде 😉

Итак, потренируемся. Выясним, что образуется на катоде и аноде при электролизе растворов AgCl, Cu(NO₃)₂, AlBr₃, NaF, FeI₂, CH₃COOLi.

Иногда в заданиях требуется записать реакцию электролиза. Сообщаю: если вы понимаете, что образуется на катоде, а что на аноде, то написать реакцию не составляет никакого труда. Возьмем, например, электролиз NaCl и запишем реакцию:

NaCl + H₂O → H₂ + Cl₂ + NaOH (обычно в продуктах оставляют именно запись «NaOH», не подвергая его дальнейшему электролизу)

Натрий — активный металл, поэтому на катоде выделяется водород. Анион не содержит кислорода, выделяется галоген — хлор. Мы пишем уравнение, так что не можем заставить натрий испариться бесследно 🙂 Натрий вступает в реакцию с водой, образуется NaOH.

Запишем реакцию электролиза для CuSO₄:

Медь относится к малоактивным металлам, поэтому сама в чистом виде выделяется на катоде. Анион кислородсодержащий, поэтому в реакции выделяется кислород. Сульфат-ион никуда не исчезает, он соединяется с водородом воды и превращается в серую кислоту.

Электролиз расплавов

Все, что мы обсуждали до этого момента, касалось электролиза растворов, где растворителем является вода.

Перед промышленной химией стоит важная задача — получить металлы (вещества) в чистом виде. Малоактивные металлы (Ag, Cu) можно легко получать методом электролиза растворов.

Но как быть с активными металлами: Na, K, Li? Ведь при электролизе их растворов они не выделяются на катоде в чистом виде, вместо них восстанавливаются молекулы воды и выделяется водород. Тут нам как раз пригодятся расплавы, которые не содержат воды.

В безводных расплавах реакции записываются еще проще: вещества распадаются на составные части:

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Видео:Все об электролизе и задании 20 за 20 минут | Химия ЕГЭ 2023 | УмскулСкачать

Решение химических задач
на закон Фарадея в курсе
средней школы

Среди великого множества разнообразных химических задач, как показывает практика преподавания в школе, наибольшие затруднения вызывают задачи, для решения которых помимо прочных химических знаний требуется неплохо владеть материалом курса физики. И хотя далеко не в каждой средней школе уделяется внимание решению хотя бы простейших задач с использованием знаний двух курсов – химии и физики, задачи такого типа иногда встречаются на вступительных экзаменах в вузах, где химия является профилирующей дисциплиной. А потому, не разобрав задачи такого типа на уроках, учитель может неумышленно лишить своего ученика шанса на поступление в вуз на химическую специальность.
Эта авторская разработка содержит свыше двадцати задач, так или иначе связанных с темой «Электролиз». Для решения задач данного типа необходимо не только хорошо знать тему «Электролиз» школьного курса химии, но и знать закон Фарадея, который изучается в школьном курсе физики.
Возможно, эта подборка задач не будет интересна абсолютно всем ученикам в классе или всем доступна. Тем не менее задачи данного типа рекомендуется разобрать с группой заинтересованных учащихся на кружковом или факультативном занятии. Можно с уверенностью отметить, что задачи такого типа усложненные и по крайней мере не являются типовыми для школьного курса химии (речь идет о средней общеобразовательной школе), а потому задачи данного типа можно смело включать в варианты школьной или районной химической олимпиады для 10-х или 11-х классов.
Наличие подробного решения для каждой задачи делает разработку ценным подспорьем, особенно для начинающих учителей. Разобрав несколько задач с учащимися на факультативном занятии или занятии кружка, творчески работающий учитель непременно задаст несколько однотипных задач на дом и воспользуется данной разработкой в процессе проверки домашних заданий, что позволит существенно сэкономить бесценное учительское время.

Химические реакции, протекающие под действием электрического тока на электродах, помещенных в раствор или расплав электролита, называют электролизом. Рассмотрим пример.

В стаканчике при температуре около 700 °С находится расплав хлорида натрия NaCl, в него погружены электроды. До пропускания через расплав электрического тока ионы Na + и Cl – движутся хаотически, однако при наложении электрического тока движение этих частиц становится упорядоченным: ионы Na + устремляются к отрицательно заряженному электроду, а ионы Cl – – к положительно заряженному электроду.

Ион – заряженный атом или группа атомов, обладающая зарядом.

Катион – положительно заряженный ион.

Анион – отрицательно заряженный ион.

Катод – отрицательно заряженный электрод (к нему движутся положительно заряженные ионы – катионы).

Анод – положительно заряженный электрод (к нему движутся отрицательно заряженные ионы – анионы).

Электролиз расплава хлорида натрия на платиновых электродах

Электролиз водного раствора хлорида натрия на угольных электродах

или в молекулярной форме:

Электролиз водного раствора хлорида меди(II) на угольных электродах

В электрохимическом ряду активности металлов медь расположена правее водорода, поэтому медь и будет восстанавливаться на катоде, а на аноде будет окисляться хлор.

Электролиз водного раствора сульфата натрия на платиновых электродах

Аналогично происходит электролиз водного раствора нитрата калия (платиновые электроды).

Электролиз водного раствора сульфата цинка на графитовых электродах

Электролиз водного раствора нитрата железа(III) на платиновых электродах

Электролиз водного раствора нитрата серебра на платиновых электродах

Электролиз водного раствора сульфата алюминия на платиновых электродах

Электролиз водного раствора сульфата меди на медных электродах – электрохимическое рафинирование

Концентрация CuSO₄ в растворе остается постоянной, процесс сводится к переносу материала анода на катод. В этом и заключается сущность процесса электрохимического рафинирования (получение чистого металла).

При составлении схем электролиза той или иной соли нужно помнить, что:

– катионы металлов, имеющие больший стандартный электродный потенциал (СЭП), чем у водорода (от меди до золота включительно), при электролизе практически полностью восстанавливаются на катоде;

– катионы металлов с небольшими значениями СЭП (от лития до алюминия включительно) не восстанавливаются на катоде, а вместо них восстанавливаются молекулы воды до водорода;

– катионы металлов, у которых значения СЭП меньше, чем у водорода, но больше, чем у алюминия (от алюминия до водорода), при электролизе на катоде восстанавливаются одновременно с водой;

– если водный раствор содержит смесь катионов различных металлов, например Ag + , Cu 2+ , Fe 2+ , то в этой смеси первым восстановится серебро, затем медь и последним – железо;

– на нерастворимом аноде в процессе электролиза происходит окисление анионов или молекул воды, причем анионы S 2– , I – , Br – , Cl – окисляются легко;

– если в растворе находятся анионы кислородсодержащих кислот , , , , то на аноде окисляются молекулы воды до кислорода;

– если анод растворим, то при электролизе он сам подвергается окислению, т. е. посылает электроны во внешнюю цепь: при отдаче электронов смещается равновесие между электродом и раствором и анод растворяется.

Если из всего ряда электродных процессов выделить только те, которые отвечают общему уравнению

то получим ряд напряжений металлов. В этот ряд всегда помещают также водород, что позволяет видеть, какие металлы способны вытеснять водород из водных растворов кислот, а какие нет (табл.).

Ряд напряжений металлов

Уравнение электродного процесса	Стандартный электродный потенциал при 25 °С, В	Уравнение электродного процесса	Стандартный электродный потенциал при 25 °С, В
Li + + 1e = Li 0	–3,045	Co 2+ + 2e = Co 0	–0,277
Rb + + 1e = Rb 0	–2,925	Ni 2+ + 2e = Ni 0	–0,250
K + + 1e = K 0	–2,925	Sn 2+ + 2e = Sn 0	–0,136
Cs + + 1e = Cs 0	–2,923	Pb 2+ + 2e = Pb 0	–0,126
Ca 2+ + 2e = Ca 0	–2,866	Fe 3+ + 3e = Fe 0	–0,036
Na + + 1e = Na 0	–2,714	2H + + 2e = H₂	0
Mg 2+ + 2e = Mg 0	–2,363	Bi 3+ + 3e = Bi 0	0,215
Al 3+ + 3e = Al 0	–1,662	Cu 2+ + 2e = Cu 0	0,337
Ti 2+ + 2e = Ti 0	–1,628	Cu + +1e = Cu 0	0,521
Mn 2+ + 2e = Mn 0	–1,180	Hg₂ 2+ + 2e = 2Hg 0	0,788
Cr 2+ + 2e = Cr 0	–0,913	Ag + + 1e = Ag 0	0,799
Zn 2+ + 2e = Zn 0	–0,763	Hg 2+ + 2e = Hg 0	0,854
Cr 3+ + 3e = Cr 0	–0,744	Pt 2+ + 2e = Pt 0	1,2
Fe 2+ + 2e = Fe 0	–0,440	Au 3+ + 3e = Au 0	1,498
Cd 2+ + 2e = Cd 0	–0,403	Au + + 1e = Au 0	1,691

В более простом виде ряд напряжений металлов можно представить так:

Для решения большинства задач на электролиз требуется знание закона Фарадея, формульное выражение которого приведено ниже:

где m – масса выделившегося на электроде вещества, F – число Фарадея, равное 96 485 А•с/моль, или 26,8 А•ч/моль , М – молярная масса элемента, восстанавливающегося в процессе электролиза, t – время проведения процесса электролиза (в секундах), I – сила тока (в амперах), z – число электронов, участвующих в процессе.

1. Какая масса никеля выделится в процессе электролиза раствора нитрата никеля в течение 1 ч при силе тока 20 А?

2. При какой силе тока необходимо проводить процесс электролиза раствора нитрата серебра, чтобы в течение 10 ч получить 0,005 кг чистого металла?

3. Какая масса меди выделится при электролизе расплава хлорида меди(II) в течение 2 ч при силе тока 50 А?

4. В течение какого времени нужно проводить процесс электролиза водного раствора сульфата цинка при силе тока 120 А, чтобы при этом получить 3,5 г цинка?

5. Какая масса железа выделится в процессе электролиза раствора сульфата железа(III) при силе тока 200 А в течение 2 ч?

6. При какой силе тока необходимо проводить процесс электролиза раствора нитрата меди(II), чтобы в течение 15 ч получить 200 г чистого металла?

7. В течение какого времени необходимо проводить процесс электролиза расплава хлорида железа(II) при силе тока 30 А, чтобы при этом получить 20 г чистого железа?

8. При какой силе тока необходимо проводить процесс электролиза раствора нитрата ртути(II), чтобы в течение 1,5 ч получить 0,5 кг чистого металла?

9. При какой силе тока необходимо проводить процесс электролиза расплава хлорида натрия, чтобы в течение 1,5 ч получить 100 г чистого металла?

10. Расплав хлорида калия подвергли электролизу в течение 2 ч при силе тока 5 А. Полученный металл прореагировал с водой массой 2 кг. Какой концентрации раствор щелочи получился при этом?

11. Сколько граммов 30%-го раствора соляной кислоты потребуется для полного взаимодействия с железом, полученным при электролизе раствора сульфата железа(III) в течение 0,5 ч при силе тока
10 А?

12. В процессе электролиза расплава хлорида алюминия, проводимого в течение 245 мин при силе тока 15 А, получили чистый алюминий. Сколько граммов железа можно получить алюминотермическим методом при взаимодействии данной массы алюминия с оксидом железа(III)?

13. Сколько миллилитров 12%-го раствора КОН плотностью 1,111 г/мл потребуется для взаимодействия с алюминием (с образованием тетрагидроксиалюмината калия), полученным электролизом раствора сульфата алюминия в течение 300 мин при силе тока 25 А?

14. Сколько миллилитров 20%-го раствора серной кислоты плотностью 1,139 г/мл потребуется для взаимодействия с цинком, полученным электролизом раствора сульфата цинка в течение 100 мин при силе тока 55 А?

15. Какой объем оксида азота(IV) (н.у.) получится при взаимодействии избытка горячей концентрированной азотной кислоты с хромом, полученным электролизом раствора сульфата хрома(III) в течение 100 мин при силе тока 75 А?

16. Какой объем оксида азота(II) (н.у.) получится при взаимодействии избытка раствора азотной кислоты с медью, полученной электролизом расплава хлорида меди(II) в течение 50 мин при силе тока 10,5 А?

17. В течение какого времени необходимо проводить электролиз расплава хлорида железа(II) при силе тока 30 А, чтобы получить железо, необходимое для полного взаимодействия со 100 г 30%-го раствора соляной кислоты?

18. В течение какого времени необходимо проводить электролиз раствора нитрата никеля при силе тока 15 А, чтобы получить никель, необходимый для полного взаимодействия с 200 г 35%-го раствора серной кислоты при нагревании?

19. Расплав хлорида натрия подвергли электролизу при силе тока 20 А в течение 30 мин, а расплав хлорида калия подвергли электролизу в течение 80 мин при силе тока 18 А. Оба металла растворили в 1 кг воды. Найдите концентрацию щелочей в полученном растворе.

20. Магний, полученный электролизом расплава хлорида магния в течение 200 мин при силе тока
10 А, растворили в 1,5 л 25%-го раствора серной кислоты плотностью 1,178 г/мл. Найдите концентрацию сульфата магния в полученном растворе.

21. Цинк, полученный электролизом раствора сульфата цинка в течение 100 мин при силе тока

17 А, растворили в 1 л 10%-го раствора серной кислоты плотностью 1,066 г/мл. Найдите концентрацию сульфата цинка в полученном растворе.

22. Железо, полученное электролизом расплава хлорида железа(III) в течение 70 мин при силе тока 11 А, превратили в порошок и погрузили в 300 г 18%-го раствора сульфата меди(II). Найдите массу меди, выпавшей в осадок.

23. Магний, полученный электролизом расплава хлорида магния в течение 90 мин при силе тока
17 А, погрузили в раствор соляной кислоты, взятый в избытке. Найдите объем и количество выделившегося водорода (н.у.).

24. Раствор сульфата алюминия подвергли электролизу в течение 1 ч при силе тока 20 А. Сколько граммов 15%-го раствора соляной кислоты потребуется для полного взаимодействия с полученным алюминием?

25. Сколько литров кислорода и воздуха (н.у.) потребуется для полного сжигания магния, полученного электролизом расплава хлорида магния в течение 35 мин при силе тока 22 А?

Ответы и решения см. в следующих номерах