Электролиз раствора хлорида алюминия

2AlCl₃ + 6H₂O  3H₂ + 3Cl₂ + 2Al(OH)₃ 

K(+): 2H₂O + 2e  H₂⁰ + 2OH^- A(-): 2Cl^- - 2e  Cl₂⁰

Если известно количество электричества (1965 Кл), то расчёт по закону Фарадея:

где  — молярная масса данного вещества, образовавшегося (однако не обязательно выделившегося — оно могло и вступить в какую-либо реакцию сразу после образования) в результате электролиза, г/моль;  — сила тока, пропущенного через вещество или смесь веществ (раствор, расплав), А;  — время, в течение которого проводился электролиз, с;  — постоянная Фарадея, Кл·моль⁻¹;  — число участвующих в процессе электронов, которое при достаточно больших значениях силы тока равно абсолютной величине заряда иона (и его противоиона), принявшего непосредственное участие в электролизе (окисленного или восстановленного).

m (Н₂) = 3 1965 ·1/96500 = 0,06 г на катоде

m (Cl₂) = 3 ·1995 ·35,5/96500 = 2,17 г на аноде

62. Как с помощью электролиза нанести покрытие из цинка на изделие? Какова была сила тока, если при электролизе в течении 10 мин на изделии выделилось 32,5 г цинка? Выход по току - 75% .

Чтобы с помощью электролиза нанести покрытие из цинка на изделие, надо изделие сделать катодом и поместить в раствор соли цинка. При электролизе ионы цинка на катоде будут восстанавливаться и покрывать поверхность изделия

Электролиз водного раствора ZnSO₄ на угольном аноде

2ZnSO₄ + 2H₂O  2Zn + O₂ + 2Н₂SO₄ (1)

K(+): Zn²⁺ + 2 e  Zn⁰ A(-): 2H₂O - 4e  O₂⁰ + 4H⁺

Решение Выход по току:

 (Zn) = (m_пр / m_теор)-100 %

m_теор (Zn) = (m_пр /  (Zn) по току ) 100 = 32,5/0,75 = 43,3г.

I = 43,3 ·96 500 / 32,5·600 =214 A.

62. Сколько граммов Н₂SО₄образуется возле анода при электролизе раствора Na₂SO₄если на аноде выделяется 1,12 л О₂ (н.у.). Вычислить массу вещества выделяющегося на катоде.

Решение

Эквивалентный объем кислорода (н.у.) . Согласно закону Фарадея: , отсюда находим массу серной кислоты, образовавшегося у анода:

m(H₂SO₄) = V(O₂)· M_экв(H₂SO₄) / V_экв (O₂) = 1,12 · 49/5,6 = 9,8 г

62. Напишите уравнения процессов, протекающих при электролизе: а) раствора NaBr; б) расплава NaBr. Каким должен быть ток, чтобы за 3 часа выделилось 60 г брома.

Электролиз раствора NaBr

Разряжается анион соли и вода. В результате электролиза меняется состав раствора

2NaBr + 2H₂O  2 NaOH + H₂ + Br₂

K(+): 2H₂O + 2e  H₂⁰ + 2OH^- A(-): 2Br^- - 2e  Br₂⁰

Электролиз расплава NaBr: 2NaBr  2 Na + Br₂

K(+): Na⁺ + e  Na⁰ A(-): 2Br^- - 2e  Br₂⁰

Если масса брома 60 г, а время электролиза 3 часа (10800 с), то

I = 60 ·96 500 / 80·10800 = 6,7 A

62. Химические источники электрической энергии. Гальванические элементы и аккумуляторы. Электродные процессы, протекающие в свинцовом аккумуляторе. Щелочные аккумуляторы. Электрохимические процессы. электрические характеристики.

Хими́ческий исто́чник то́ка (аббр. ХИТ) — источник ЭДС, в котором энергия протекающих в нём химических реакций непосредственно превращается в электрическую энергию. Основу химических источников тока составляют два электрода (анод, содержащий окислитель, и катод, содержащий восстановитель), контактирующих с электролитом. Между электродами устанавливается разность потенциалов — электродвижущая сила, соответствующая свободной энергии окислительно-восстановительной реакции. Действие химических источников тока основано на протекании при замкнутой внешней цепи пространственно-разделённых процессов: на катоде восстановитель окисляется, образующиеся свободные электроны переходят, создавая разрядный ток, по внешней цепи к аноду, где они участвуют в реакции восстановления окислителя.

В современных химических источниках тока используются:

• в качестве восстановителя (на катоде) — свинец Pb, кадмий Cd, цинк Zn и другие металлы;

• в качестве окислителя (на аноде) — оксид свинца(IV) PbO₂, гидроксооксид никеля NiOOH, оксид марганца(IV) MnO₂ и другие;

• в качестве электролита — растворы щелочей, кислот или солей.

Действие любого гальванического элемента основано на протекании в нем окислительно-восстановительной реакции. В простейшем случае гальванический элемент состоит из двух пластин или стержней, изготовленных из различных металлов и погруженных в раствор электролита. Такая система делает возможным пространственное разделение окислительно-восстановительной реакции: окисление протекает на одном металле, а восстановление - на другом. Таким образом, электроны передаются от восстановителя к окислителю по внешней цепи.

Рассмотрим в качестве примера медно-цинковый гальванический элемент, работающий за счет энергии приведенной выше реакции между цинком и сульфатом меди. Этот элемент (элемент Якоби-Даниэля) состоит из медной пластины, погруженной в раствор сульфата меди (медный электрод), и цинковой пластины, погруженной в раствор сульфата цинка (цинковый электрод). Оба раствора соприкасаются друг с другом, но для предупреждения смешивания они разделены перегородкой, изготовленной из пористого материала. При работе элемента, т.е. при замкнутой цепи, цинк окисляется: на поверхности его соприкосновения с раствором атомы цинка превращаются в ионы и, гидратируясь, переходят в раствор. Высвобождающиеся при этом электроны движутся по внешней цепи  к медному электроду. Вся совокупность этих процессов схематически изображается уравнением полуреакции, или электрохимическим уравнением: Zn = Zn²⁺ + 2e^-

На медном электроде протекает восстановление ионов меди. Электроны, приходящие сюда от цинкового электрода, соединяются с выходящими из раствора дегидратирующимися ионами меди; образуются атомы меди, выделяющиеся в виде металла. Соответствующее электрохимическое уравнение имеет вид: Cu²⁺ + 2e^- = Cu

Суммарное уравнение реакции, протекающей в элементе, получится при сложении уравнений обеих полуреакций. Таким образом, при работе гальванического элемента, электроны от восстановителя переходят к окислителю по внешней цепи, на электродах идут электрохимические процессы, в растворе наблюдается направленное движение ионов.               

Электрод, на котором протекает окисление, называется анодом(цинк). Электрод, на котором протекает восстановление, называется катодом (медь).

В принципе электрическую энергию может дать любая окислительно-восстановительная реакция. Однако, число реакций, практически используемых в химических источниках электрической энергии, невелико. Это связано с тем, что не всякая окислительно-восстановительная реакция позволяет создать гальванический элемент, обладающий технически ценными свойствами. Кроме того, многие окислительно-восстановительные реакции требуют расхода дорогостоящих веществ.

В отличие от медно-цинкового элемента, во всех современных гальванических элементах и аккумуляторах используют не два, а один электролит; такие источники тока значительно удобнее в эксплуатации.

Аккумуляторы      являются     химическими     источниками электрической энергии многоразового действия.  Они  состоят  из двух  электродов (положительного и отрицательного), электролита

и корпуса. Накопление энергии  в  аккумуляторе  происходит  при протекании    химической    реакции    окисления-восстановления электродов.  При  разряде  аккумулятора   происходят   обратные процессы.  Напряжение  аккумулятора - это разность потенциалов между полюсами аккумулятора при фиксированной нагрузке.      Для получения достаточно больших значений  напряжений  или заряда   отдельные   аккумуляторы   соединяются   между   собой

последовательно  или  параллельно  в  батареи.  Существует  ряд общепринятых  напряжений  для  аккумуляторных батарей: 2; 4; 6; 12; 24 В.