Анодные процессы в водных растворах

Анод	Кислотный остаток Асm-
	Бескислородный	Кислородосодержащий
Растворимый	окисление металла анода Me0 - ne→Men+ анод раствор
Нерастворимый	Окисление анионов кроме фторидов Ас m-- me →Ас0	В щелочной среде: 4ОН-4е→О2+2Н2О В кислой и нейтральной: 2Н2О-4е→О2 + 4Н +
Анионы по их способности окисляться располагаются в следующем порядке J-, Br-, S2- , Сl- , ОН- , SO42- , NO3- , F-

Решение типовых задач

Задача 1. Написать уравнение электролиза раствора KCl, если анод нерастворимый.

Решение: KCl↔K⁺ +Cl^-

Катод (-) Анод (+)

2H₂O+2e↔ H₂↑+2OH 2Cl-2e↔Cl₂

Суммарное ионное уравнение:

2Н₂О + 2С1 → Н₂↑ + С1₂↑ + 2ОН

Суммарное молекулярное уравнение:

2КС1 + 2Н₂О→ 2Н₂↑ + С₂↑+ 2КОН

Вторичный продукт электролиза

Задача 2. Написать уравнение реакции электролиза водного раствора AgNO₃, если

а) анод нерастворимый;

б) анод растворимый, серебряный.

Решение:

а) анод нерастворимый AgNO₃↔ Ag ⁺ + NO₃

катод(-)…………………………………….анод(+)

Ag⁺+1e→Ag⁰ 2H₂O-4e→O₂+4H⁺

Суммарное уравнение процессов:

4AgNO₃ + 2H₂O→4Ag + О₂+4HNO₃

Вторичный продукт электролиза

б) анод растворимый, серебряный

катод(-) анод(+)

Ag⁺+1e→Ag Ag^0-1e→Ag⁺

Суммарное уравнение электролиза с растворимым анодом написать нельзя.

Расчет количества веществ, разложенных или образовавшихся в процессе электролиза, производится по закону Фарадея. Теоретически массы веществ, испытавших изменение при электролизе, определяются соотношением:

Q – количество прошедшего электричества

m – масса вещества, г.

- химический эквивалент вещества, г.

J – сила тока, А

- время электролиза, сек.

Пример: Сколько меди выделяется при пропускании через раствор ее соли тока силой 6А, в течение 1 часа, если выход по току составляет 98%?

m(Си)_факт = m(Си)_теор(Cu)*J*τ/96500*0,98 = 7 г.

Следовательно, на катоде выделится 7 грамм меди.

Опыт 1. Электролиз водного раствора сульфата меди с медным анодом.

Электролиз водного раствора сульфата меди с медным анодом.

Опыт проводите в стакане, который закрывается эбонитовой крышкой, снабженной двумя клеммами для закрепления электродов (см. рис. 1).

Рис. 1. Электролизный стакан.

1. Р

   3

   2

   аствор электролита

2. Анод.

3. Катод.

1

Рис. 1. Электролизный стакан.

1. Раствор электролита

2. Анод

3. Катод

Тонкий медный электрод тщательно зачистите абразивным порошком, промойте проточной водой, высушите фильтрованной бумагой и взвесьте на технических весах с точность до 00,1 гр.

Закрепите с помощью зажимов оба медных электрода в крышке стакана. В стакан налейте ¾ его объема раствор состава:

CuSO₄*5H₂O-150 г/л.

H₂SO₄-50г/л.

С₂H₅OH-50г/л.

Опустите электроды в раствор. Электроды соедините с полюсами источника тока так, чтобы толстый был анодом. Включите, отметив по секундной стрелке часов момент, ток в цепи электролизера. Быстро при помощи реостата установите силу тока 0,5-1 А, поддерживайте её постоянной.

Составьте схему электролиза (см. рис. 2) и уравнение реакций, протекающих на катоде и аноде. По истечении 20 минут (в случае резкого падения тока электролиз прекратить) освободите из зажимов катод, вымойте его в проточной воде, осторожно просушите фильтрованной бумагой и снова взвесьте на технических весах. Все количественные параметры электролиза внесите в таблицу 3.

Таблица 3.

J(A)	τ (c)	Масса катода (Cu)		mт (теор.)	mτ- mo (факт.)	η(Сu)%
		mo	mт

А

V

Анод

Катод

Рис. 5.

Пользуясь данными, данными по формуле Фарадея, рассчитайте теоретически возможное количество восстановленной на катоде меди. Считая, что масса растворенной с анода меди точно равна её количеству, осажденному на катоде, определите для этого процесса выход по току.