Уравнение электролиза водного раствора фосфата калия

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

24*. Составьте уравнения электролиза водных растворов солей: a) K3PO4, б) MnI2. Электроды графитовые.

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:Электролиз. 10 класс.Скачать

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:8 класс. Химия. Соли (получение фосфата кальция).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:ЕГЭ. Химия.Задача 34. Электролиз. Часть 3.Скачать

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:Схема электролиза водного раствора NaClСкачать

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:Химия ЕГЭ 2022 / Задание 20Скачать

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

Гидролиз солей. 1 часть. 11 класс.Скачать

Как писать уравнения электролиза? | Химия ЕГЭ 2022 | УмскулСкачать

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

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

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

Электролиз растворов. 1 часть. 10 класс.Скачать

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