Химия_1 / prakticheskie

Першу групу складають метали з потенціалами значно меншими за рівноважний потенціал водневого електрода у воді (–0,41 В). До них відносять метали від початку ряду і приблизно до Al включно. Такі метали не виділяються на катоді при електролізі водних розчинів, тому що їх потенціали

завжди менші за потенціал води ( (Men+/Me)< (2H+/H2)), навіть якщо зважати на значну поляризацію електродів або можливі зміни інших факторів, що впливають на величини ОВ-потенціалів. На катоді відновлюється вода з виділенням водню.

У другу групу попадають метали з потенціалами, що трохи більші або менші за рівноважний потенціал води (–0,41 В).

Вони стоять в електрохімічному ряду приблизно між алюмінієм і воднем. Зміна концентрації іона Меn+, рН розчину, поляризація електродів при різній густині струму можуть змінити співвідношення між величинами потенціалів іонів

водню і катіонів металу ( (Men+/Me)< (2H+/H2) або (Men+/Me)> (2H+/H2)).

Отже, при електролізі водних розчинів, що містять катіони металів другої групи, в залежності від умов процесу на катоді може виділятися тільки водень, або одночасно водень і метал, або тільки метал.

Третю групу становлять метали, потенціали яких значно більші за потенціал водневого електрода. До них відносять

метали, що стоять в електрохімічному ряду за воднем. Зміни умов електролізу не спроможні змінити співвідношення між

потенціалами металів і води: (Men+/Me) > (2H+/H2). Тому на катоді

за будь яких умов відновлюється метал: Меn+ + nē Me. Анодні процеси. Анод діє як окисник, що приймає

електрони від частинок електроліту і через зовнішнє коло передає їх до позитивного полюса джерела струму. Наприклад:

2Сl 2ē Cl2,

2H2O 4ē O2 + 4H+, 2SO42 – 2ē S2O82 .

150

Отже, умовою перебігу анодного процесу є така

нерівність: Red < анод, де Red – частинка з відновними властивостями, яка окиснюється на аноді. Якщо в електроліті

є кілька здатних до окиснення частинок, то при поступовому підвищенні зовнішньої напруги і відповідно потенціала анода в першу чергу окиснюються ті з них, які є сильнішими відновниками і мають менші ОВ-потенціали.

Слід мати на увазі, що під час електролізу може окиснюватись і матеріал анода, якщо його ОВ-потенціал не досить високий. Тому розрізняють електроліз із інертним і активним анодом. Для інертних анодів, що не окиснюються при електролізі, найчастіше використовують графіт або такі благородні метали як платина. Активні або розчинні аноди виготовляють з менш стійких металів, таких як Fe, Ni, Cu та інших, здатних окиснюватись під час електролізу.

Під час електролізу водних розчинів слід враховувати можливість анодного окиснення гідроксид-аніонів або води:

4ОH 4ē О2 + 2Н2О

2H2O 4ē О2 + 4H+

Два наведених рівняння відображають два можливі механізми окиснення в тій самій ОВ-системі, потенціал якої так залежить від величини рН середовища (рис.2):

(ОH /О2) = 1,23 – 0,059 рН

У нейтральному середовищі (рН =7):

(ОH /О2) = 0,82 В.

Здатність багатьох анодних реакцій до значної поляризації утруднює їх аналіз на основі рівноважних ОВ-потенціалів. В багатьох випадках можна користуватися такою спрощеною схемою послідовності анодних процесів:

а) Якщо анод розчинний, він окиснюється у першу чергу:

Вони мають потенціали у межах від –0,5 до +1,4 В і поляризуються значно менше води.

в) За відсутністю або після вичерпування одноатомних аніонів на аноді окиснюється вода, потенціал якої внаслідок поляризації досягає 1,5 В і більше (рис.2).

г) Аніони кисневмісних кислот (SO42 , PO43 , NO3 , СO32

та інші), а також фторид-іони F мають дуже високі потенціали і з водних розчинів не окиснюються. На аноді відбувається електрохімічне окиснення води з виділенням газоподібного кисню.

Розгляд процесу електролізу рекомендується проводити у такій послідовності: а) написати рівняння процесів дисоціації електролітів, вказати катіони та аніони; б) визначити частинки, які знаходяться біля катода і біля анода; в) скласти рівняння катодного та анодного процесів; г) написати сумарне рівняння електролізу; д) визначити продукти, шо нагромаджуються під час електролізу в прикатодному та прианодному просторах.

Приклад 2. Складіть схему електролізу водного розчину сульфату калію з інертним анодом.

Розв’язання. Складаємо рівняння процесів дисоціації у розчині, вказуємо стрілками напрямок міграції іонів і визначаємо частинки, що зосереджується біля катода та анода:

Калій - метал, умовно віднесений до першої групи, тому на катоді електрохімічно відновлюється вода. Умовно вважають, що у кислому середовищі при рН < 7 відновлюються іони

водню, а при рН 7 – молекули води. Біля аноду

152

k = Mекв /F

де F – константа Фарадея; F = 96485 Кл/моль 96500 Кл/моль. Тоді перший закон Фарадея можна виразити формулою:

m= (Mекв/F) I

адля газоподібних речовин:

V = (Vекв/F) I

де Vекв - молярний об єм еквівалентів газу за даних умов.

Другий закон Фарадея. При проходженні однієї і тієї ж кількості електрики маси різних речовин, що утворюються на електродах, пропорційні молярним масам їх еквівалентів:

m(A) : m(B) = Мекв(А) : Мекв(В)

або

nекв(А) = nекв(В).

Приклад 5. Струм силою 5А пропускали крізь водний розчин сульфату калію на протязі двох годин. Розрахуйте

масу водню і об єм кисню (н.у.), які виділилися на електродах.

Розв’язання. За першим законом Фарадея:

m(Н2 ) 1г/моль 5А 7200с 0,37г 96500Кл/моль

V0 (O2 ) 5,6л 5А 7200с 2,1л 96500Кл

Приклад 6. При електролізі водного розчину СuCI2 на аноді виділилися 4,48 л хлору (н.у.). Знайдіть масу міді, яка виділилась на катоді.

Розв’язання. За другим законом Фарадея:

nекв(CI2) = nекв(Cu)

або

звідки знаходимо масу міді, що виділилась на катоді:

155

Якщо потенціали двох або кількох електродних реакцій однакові або близькі за величинами, то такі реакції перебігають одночасно. Електрика, що пройшла через систему, витрачається на всі ці реакції. Доля загальної кількості електрики, що витрачається на виділення однієї з речовин, називається виходом за током цієї речовини:

Вi (%) Qi 100%

Q

де Qi – кількість електрики, витраченої на перетворення i-тої речовини, Q – загальна кількість електрики, що пройшла крізь розчин.

ДОМАШНЄ ЗАВДАННЯ

1.Сформулюйте термодинамічну умову перебігу катодних процесів. У розчині знаходяться катіони Hg2+, Cu2+, Zn2+ і Au3+ (концентрація їх 1 моль/л). Які з них будуть відновлюватися при потенціалі катода +0,6В відносно стандартного водневого електрода?

2.Сформулюйте термодинамічну умову перебігу анодних процесів. У розчині знаходяться іони Sn2+, CI , Fe2+, I (1моль/л). Які з них будуть окиснюватися на аноді при потенціалі +0,6В відносно стандартного водневого електрода?

3.Яка послідовність катодних процесів? В якій послідовності при поступовому підвищенні напруги будуть виділятися

метали при електролізі розчину, який містить в однаковій концентрації катіони Ni2+, Ag+, Zn2+, Cu2+?

4.Яка послідовність анодних процесів? В якій послідовності при поступовому підвищенні напруги будуть окиснюватися

Fe2+, Sn2+, I , OH , якщо концентрація їх у розчині однакова?

156

5.Складіть рівняння електродних реакцій при електролізі водних розчинів фосфату калію і хлориду натрію з нерозчинними анодами.

6.Складіть рівняння електродних реакцій при електролізі водного розчину сульфату нікелю(II): а) з нерозчинним анодом, б) з нікелевим анодом.

7.Розрахуйте масу речовини, яка розклалась при електролізі водного розчину сульфату калію з нерозчинним анодом, а

також об єм О2, масу КОН і Н2SO4, що були отримані при електролізі, якщо на катоді виділилось 1,12 л Н2, виміряного за нормальних умов. Відповідь: 2,7 г; 0,56 л; 5,6 г; 4,9 г.

8. При електролізі водного розчину сульфату цинку з нерозчинним анодом на катоді виділилось 0,1 л Н2, виміряного за нормальних умов. Електроліз проводили 2 години при струмі в 2,5А. Визначте вихід за током водню і

9. Скільки часу треба пропускати струм силою 2,5А крізь розчин нітрату срібла, щоб виділити 15 г срібла?

Відповідь: 5361 с = 1 год. 29 хв. 21 с.

10. При електролізі розчину сульфату натрію на аноді виділилось 5,6 л О2 (н.у.). Який об єм водню виділився на катоді? Відповідь: 11,2 л Н2.

16. ТВЕРДІСТЬ ВОДИ

Мета вивчення теми:

-робити розрахунки, пов'язані з визначенням та усуненням твердості води;

-складати рівняння реакцій усунення тимчасової твердості при кип'ятінні, додаванні гашеного вапна і соди, рівняння реакцій усунення постійної твердості води методом осадження.

157

Через широку поширеність кальцію і магнію в природі, їх солі майже завжди утримуються у природній воді. Вода, що містить іони Са2+ і Mg2+, називається твердою. Розрізняють твердість (Т) некарбонатну (постійну) і карбонатну

(тимчасову). Наявністю у природній воді гідрокарбонатів Са(НСО3)2 і Mg(НСО3)2 обумовлюється карбонатна твердість води, а некарбонатна – вмістом хлоридів і сульфатів магнію і кальцію. Карбонатна і некарбонатна твердість складають загальну твердість води. Твердість води виражається в мілімоль-еквівалентах на літр (ммоль/л).

титрування конкретного об єму досліджуваної води розчином соляної кислоти заданої концентрації в присутності індикатора метилоранжу. Титрування – один з методів кількісного визначення речовини, при якому до розчину досліджуваної сполуки повільно додають розчин реактиву точно відомої концентрації (титранту) у кількості, що відповідає вмісту речовини, що визначають. При цьому протікають реакції:

Са(НСО3)2 + 2HCl = СаCl2 + 2H2О + 2СО2 Mg(НСО3)2+ 2HCl = MgCl2 + 2H2О + 2СО2

Розрахунок за результатами титрування проводиться за формулою:

Оскільки нормальність виміряється числом еквівалентів, що утримуються в 1 л розчину, а твердість – числом

міліеквівалентів, легко зрозуміти що Т = сН 103 ( ммоль/л ).

158

Варто пам'ятати, що при титруванні розчином соляної кислоти можна визначити карбонатну твердість, але не усунути її.

Для визначення загальної твердості воду титрують розчином трилону Б в присутності індикатора хрому темносинього. Трилон Б – це складна органічна сполука, що має формулу:

Розрахунок проводиться так, як і у випадку визначення тимчасової твердості. Запам'ятайте, що титруванням трилоном Б не тільки визначають, але й усувають твердість води.

Приклад 1. Обчисліть карбонатну твердість, знаючи, що на титрування 200 мл води витрачено 15 мл 0,08 н розчину соляної кислоти.

Розв’язання. За формулою ( 1 ) обчислимо сH1 : 200 сH1 = 15 0,08

сH1 = 15 0,08 / 200 = 0,006 моль/л.

Твердість води можна обчислити також за формулою:

де m – маса речовини, що зумовлює твердість води, мг; Мекв – мольна маса еквівалентів речовини; V- об єм розчину, л.

Приклад 2. Обчисліть тимчасову твердість води, у 10 л якої утримується 1,46 г гідрокарбонату магнію.

Розв’язання. Визначимо мольну масу еквівалентів Мg(НСО3)2:

Мекв(Мg(НСО3)2) = f (Мg(НСО3)2) М(Мg(НСО3)2) ,

159