Уравнение электролиза водного раствора фосфата калия

Решебник по химии за 11 класс (О.С.Габриелян, 2002 год),
задача №24
к главе «Глава 4. Вещества и их свойства. §18. Металлы».

Выделите её мышкой и нажмите CTRL + ENTER

Большое спасибо всем, кто помогает делать сайт лучше! =)

Нажмите на значок глаза возле рекламного блока, и блоки станут менее заметны. Работает до перезагрузки страницы.

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

Расчеты массы веществ и составление уравнений электродных процессов при электролизе растворов электролитов

Видео:ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ ХИМИЯ 8 класс // Подготовка к ЕГЭ по Химии - INTENSIVСкачать

Расчет массы гидроксида калия, образовавшегося при электролизе раствора фосфата калия

Задача 199.
Сколько граммов KOH образуется у катода при электролизе раствора K₃PO₄ если на аноде выделилось 11,2 л кислорода?
Решение:
Уравнение диссоциации соли:

Стандартный электродный потенциал системы К + + 1ē = 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):

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

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

Уравнения электродных процессов:

К(-): 2|(–)2H₂O + 2ē → H₂↑ + 2OH — (в растворе: K⁺, 2OH⁻);
А(+): 1|(+)2H₂O – 4ē → 4H + + O₂↑ (В растворе: 4H + , PO₄ 3- ).

Сложив уравнения электродных процессов на катоде и аноде, получим полное ионно-молекулярное уравнение электролиза соли К₃РО₄:

После приведения равенства получим молекулярное уравнение электролиза:

С учетом того, что диссоциация соли фосфата калия в растворе протекает полностью, запишем молекулярное уравнение реакции её электролиза, получим:

Из уравнения электролиза К₃РО₄ вытекает, что на 1 моль О₂ образуется 3 моль КОН, т.е. n(O₂) = 3n(KOH).

Находим количество выделившегося кислорода, получим:

n(KOH) = 3n(O₂) = 0,5 • 3 = 1,5 моль.

m(KOH) = n(KOH)•M(KOH) = 1,5 • 56 = 84 г.

Ответ: m(KOH) = 84 г.

Видео:Электролиз. 10 класс.Скачать

Расчет количество вещества меди, перешедшего в раствор с анода при электролизе сульфата меди (II)

Задача 200.
При электролизе водного раствора сульфата меди (II) с медным анодом масса катода увеличилась на 3,2 г. Какое количество вещества меди перешло в раствор с анода?
Ответ: 0,05 моль.
Решение:
Уравнение диссоциации сульфата меди:

Стандартный электродный потенциал системы: Cu 2+ + 2ē ⇔ Cu 0 (+0,34 В) значительно положительнее потенциала водородного электрода в нейтральной среде (-0,41 В). Поэтому на катоде будет происходить электрохимическое восстановление ионов меди: Cu 2+ + 2ē ⇔ Cu 0 .
На аноде будет происходить электрохимическое окисление меди – материала анода, поскольку, отвечающий системе:
Cu 0 — 2ē ⇔ Cu 2+ (+0,34 В) значительно ниже 2SO₄ 2- + 2ē ⇔ S₂O₈ 2- (+2,01 В). Ионы SO₄ 2- , движущиеся к аноду, будут накапливаться в анодном пространстве. Таким образом, на аноде будет происходить растворение меди — материал анода, а на катоде – отложение чистой меди.
Уравнения электродных процессов:

А(+): Cu 0 — 2ē ⇔ Cu 2+
К(-): Cu 2+ + 2ē ⇔ Cu 0

Суммарное уравнение катодного и анодного процессов будет иметь вид:

2Cu 0 + Cu 2+ = Cu 2+ + Cu 0
анод катод

Таким образом, при электролизе CuSO4 на катоде будет наблюдаться выделение чистой меди, на аноде — растворение медного электрода (медь анода будет переходить в раствор в виде ионов Cu 2+ ). Значит, n_катод(Cu) = n_анод(Cu)

n_катод(Cu) = n_анод(Cu) = m(Cu)/M(Cu) = 3,2/64 = 0,05 моль.

Ответ: 0б5 моль.

Расчет массы металла и объема газа, выделившихся при электролизе раствора соли

Задача 201.
Через растворы NiSO₄ и Pb(NO₃)₂ пропускали одно и то же количество электричества. На одном из катодов выделилось 25,9 г свинца. Сколько граммов никеля выделилось на другом катоде? Какой газ и в каком объеме, измеренном при нормальных условиях, выделился на каждом из электродов?
Решение:
М(Ni) = 58,6934 г/моль;
M(Pb) = 207,2 г/моль;
m(Pb) = 25,9 г;
m(Ni) = ?
V(H₂) = ?
V(O₂) = ?
Для никеля и свинца, как металлов со средней химической активностью, расположенных в ряду активности после алюминия, на катоде происходят одновременно две
реакции – образование водорода и выделение металла.
Так как NiSO₄ и Pb(NO₃)₂ являются кислородсодержащими кислотами, то на аноде будет происходить окисление воды с выделением кислорода.
Схемы электродных процессов электролиза водных растворов солей NiSO₄ и Pb(NO₃)₂ выглядят следующим образом:

Суммарное ионно-молекулярное уравнение:

После приведения членов, получим:

Суммарное молекулярное уравнение:

Суммарное ионно-молекулярное уравнение:

После приведения членов, получим:

Суммарное молекулярное уравнение:

Из суммарных уравнений процессов электролизов солей вытекает, что при электролизе водных растворов NiSO₄ и Pb(NO₃)₂ при пропускании через их растворы одного и того же количества электричества, на катодах будет выделяется метал и водород, на анодах — кислород, в равных количествах.

n(Pb) = n(Ni) = n(H₂) = n(O₂)
n(Pb) = m(Pb)/M(Pb) = 25,9/207,2 = 0,125 моль.

m(Ni) = n(Ni) • M(Ni) = 0,125 • 58,6934 = 7,3 г.
V(H₂) = n(H₂) • Vm = 0,125 • 22,4 = 2,8 л.
V(O₂) = V(H₂) = 2,8 л.

Ответ: m(Ni) = 7,3 г; V(H₂) = 2,8 л; V(O₂) = 2,8 л.

Электролиз раствора гидроксида натрия

Задача 202.
При электролизе водного раствора NaOH, через Pt-электроды пропустили ток, силой 3 А. Напишите уравнения электродных реакций. Рассчитайте объемы газов, выделившихся на электродах за 3 часа (н. у.).
Решение:
Электродные процессы:

на катоде: 2|2Н₂О + 2ē = Н₂↑ + 2ОН − ;
на аноде: 1|2Н₂О — 4ē = О₂↑ + 4Н + .

Суммарное уравнение процесса получим, умножив уравнение на катоде на два и, сложив его с анодным уравнением:

6Н2О = 2Н₂↑ + 4ОН − + О₂↑ + 4Н + .
у катода у анода

При вычислении объёмов выделившихся газов представим уравнение Фарадея в следующем виде:

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

V(H₂) = 11,2•3•10800/96500 = 3,76 л;
V(О₂) = 5,6•3•10800/96500 = 1,88 л.

Электролиз раствора сульфата цинка

Задача 203.
Какие реакции протекают на электродах при электролизе раствора сульфата цинка: а) с графитовым анодом; б) с цинковым анодом.
Решение:
а) электролиз раствора сульфата цинка с графитовым анодом

1-й вариант электролиза раствора сульфата цинка с графитовым анодом

Для цинка, как металла со средней химической активностью, расположенного в ряду активности после алюминия, на катоде происходят одновременно две
реакции – образование водорода и выделение металла.
Так как ZnSO4 является кислородсодержащей кислотой, то на аноде будет происходить окисление воды с выделением кислорода.
Схемы электродных процессов электролиза раствора ZnSO4 выглядят следующим образом:

ZnSO₄ = Zn 2+ + SO₄ 2- (диссоциация соли)
К(-): 1|Zn 2+ + 2ē = Zn 0
1|2Н₂О + 2ē = Н₂↑ + 2ОН —
А(+): 1|2Н₂О — 4ē = О₂↑ + 4Н +

Суммарное ионно-молекулярное уравнение:

После приведения членов, получим:

Суммарное молекулярное уравнение:

Таким образом, при электролизе раствора сульфата цинка с угольным электродом на катоде будет наблюдаться выделение газообразного водорода и металлического цинка, а на аноде будет наблюдаться выделение газообразного кислорода.

Выводы:
1) В случае электролиза водного раствора ZnSO₄ одновременно протекают два процесса:

2-й вариант электролиза раствора сульфата цинка с графитовым анодом

Рассмотрим альтернативное протекание электролиза водного раствора ZnSO₄.
Замечено, что в растворе есть гидроксид-ионы (ОН — ), но в предыдущей записи электродных процессов для них нет противоионов. Следовательно, нужно добавить в раствор (Zn 2+ ). Так как удвоилось количество ионов цинка, необходимо удвоить и количество сульфат-ионов:

К(-): Zn 2+ + 2ē = Zn 0
2Н₂О + 2ē = Н₂↑ + 2ОН —
Zn 2+ (в растворе)
А(+): 2Н₂О — 4ē = О₂↑ + 4Н +
2SO₄ 2- (в растворе)

Складываем левые и правые части катодных и анодных процессов получим суммарное ионно-молекулярное уравнение:

Zn 2+ + 2H₂O + Zn 2+ + + 2H₂O + 2SO₄ 2- = Zn 0 + Zn 2+ + Н₂↑ + + 2ОН — + О₂↑ + 2SO₄ 2- + 4Н + .

Соединяем катионы и анионы и записываем итоговое уравнение электролиза, получим:

Выводы:
1) В случае электролиза водного раствора ZnSO₄ одновременно протекают два процесса:

Таким образом, при электролизе раствора сульфата цинка с угольным электродом на катоде будет наблюдаться выделение газообразного водорода, металлического цинка и гидроксида цинка, а на аноде будет наблюдаться выделение газообразного кислорода.

б) электролиз раствора сульфата цинка с цинковым анодом

На катоде так же как и при электролизе раствора ZnSO₄ с угольным электродом происходят одновременно две реакции – образование водорода и выделение металла, а ионы цинка Zn2+, приходящие к катоду, будут накапливаться в прилегающей к нему части раствора (катодное пространство).
На аноде будет происходить электрохимическое окисление цинка – материала анода, поскольку, отвечающий системе: Zn 0 + 2ē ⇔ Zn 2+ (-0,76 В) значительно ниже системы:
S₂O₈ 2- +2ē =2SO₄ 2- (+2,01 В).
Сульфат-ионы, движущиеся к аноду, будут накапливаться в анодном пространстве.
Таким образом, на аноде будет происходить растворение цинка — материал анода, а на катоде – выделение газообразного водорода и малорастворимого соединения Zn(OH)₂ [Zn 2+ + 2OH — = Zn(OH)₂].
Уравнения электродных процессов:

К(-): 1|Zn 2+ + 2ē = Zn 0
1|2Н₂О + 2ē = Н₂↑ + 2ОН —
A(+): 2|Zn 0 — 2ē = Zn 2+

Суммарное ионно-молекулярное уравнение:

Zn 2+ + 2H₂O + 2Zn 0 = Zn 0 + Н₂↑ + 2OH — + Zn 2+
у катода у анода

После приведения равенства, получим:

2H₂O + Zn 0 = Н₂↑ + 2OH — + Zn 2+ (ионно-молекулярная форма);
2H₂O + Zn 0 = Н₂↑ + Zn(ОН₂ (молекулярная форма).

Таким образом, при электролизе ZnSO₄ с цинковым анодом на катоде будет наблюдаться выделение газообразного водорода и в осадок выпадает гидроксид цинка, на аноде будет происходить растворение материала анода (цинк).

Видео:Химия ЕГЭ 2022 / Задание 20Скачать

Электролиз

Видео:Электролиз раствора KIСкачать

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:8 класс. Химия. Соли (получение фосфата кальция).Скачать

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:Схема электролиза водного раствора NaClСкачать

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:ЕГЭ. Химия.Задача 34. Электролиз. Часть 3.Скачать

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+

💡 Видео

Задание 20. ЕГЭ 2022 по химии (ЕГЭ по химии 2018. Демо. Задание 22. Электролиз)Скачать

Как писать уравнения электролиза? | Химия ЕГЭ 2022 | УмскулСкачать

Электролиз. Часть 1. Процесс электролиза, основные закономерности.Скачать

Химия 9 класс (Урок№8 - Гидролиз солей.)Скачать

Гидролиз солей. 1 часть. 11 класс.Скачать

Электролиз растворов. 1 часть. 10 класс.Скачать

Разбор всех типов 31 задания из сборника Добротина 2023 | Екатерина СтрогановаСкачать

Гидролиз солей. 9 класс.Скачать

Разбор задания 20 ЕГЭ 2024. Электролиз расплавов и растворовСкачать

Электролиз. Часть 2. Уравнения электролиза расплавов и растворов.Скачать

92. Электролиз. ЕГЭ (часть 3)Скачать