Типовые примеры электролиза веществ
Пример 1. Электролиз расплава хлорида натрия на инертных электродах.
NaCl ⇄ Na+ + Cl-.
Катод (-): Na+ + 1ē = Na.
Анод (+): 2Cl- - 2ē = Cl2↑.
Пример 2. Электролиз расплава гидроксида натрия на инертных электродах.
NaOH ⇄ Na+ + OH-.
Катод (-): Na+ + 1 ē = Na.
Анод (+): 4OH- - 4 ē = O2↑ + 2H2O.
Пример 3. Электролиз раствора хлорида натрия на инертных электродах.
NaCl ⇄ Na+ + Cl-.
Катод (-): 2H2O + 2ē = H2↑ + 2OH-.
Анод (+): 2Cl- - 2ē = Cl2↑.
В растворе остаются ионы натрия и гидрокид-ионы, т. е. при электролизе образуется гидроксид натрия.
Пример 4. Электролиз раствора сульфата натрия на инертных электродах.
Na2SO4
⇄
2Na+
+ SO
..
Катод (-): 2H2O + 2ē = H2↑ + 2OH-.
Анод (+): 2H2O – 4ē = O2↑ + 4H+.
В этом случае электролизу подвергается вода.
Пример 5. Электролиз раствора сульфата меди на инертных электродах.
CuSO4
⇄
Cu2+
+ SO
.
Катод (-): Cu2+ + 2ē = Cu.
Анод (+): 2H2O – 4ē = O2↑ + 4H+.
Пример 6. Электролиз раствора сульфата меди с медными электродами.
CuSO4
⇄
Cu2+
+ SO
.
Катод (-): Cu2+ + 2ē = Cu.
Анод (+): Cu - 2ē = Cu2+.
Закон электролиза
Количество вещества, выделившееся на катоде и аноде, зависит от числа электронов, участвующих в окислительно-восстановительном процессе, т. е. от количества электричества, прошедшего через раствор или расплав электролита. Эта зависимость выражается законом Фарадея:
массы веществ, выделившиеся на электродах, пропорциональны количеству прошедшего электричества через раствор или расплав электролита и химическому эквиваленту. При прохождении через раствор или расплав электролита 96500 Кл на электродах выделяется один моль эквивалентов вещества (постоянная Фарадея).
,
где m – масса вещества, выделившегося на электроде, г;
Q – количество электричества, Кл;
Э – эквивалентная масса выделившегося вещества, г/моль-экв.
Так как Q = I·t,
где I – ток, А, t – время, с,
то уравнение закона Фарадея можно записать в следующем виде:
.
Эквивалентная масса (Э) равна молярной массе вещества, деленной на количество принятых или отданных электронов.
Примеры решения типовых задач
Задача 1. Определить массу выделившейся меди при пропускании тока 10 А через раствор сульфата меди в течение 2 часов.
CuSO4
⇄
Cu2+
+ SO
.
На катоде выделяется медь при восстановлении ионов Cu2+:
Cu2+ + 2 ē = Cu.
г/моль-экв,
г.
Задача 2. Сколько времени нужно пропускать ток силой 5 А, чтобы из раствора серной кислоты выделить 50 л водорода, измеренных при нормальных условиях?
H2SO4
⇄
2H+
+
SO
.
Количество моль-эквивалентов (ν )выделенного водорода ν = m:Э = V:Vэ.
Объемный эквивалент водорода VM:2 = 22,4:2 = 11,2 л/моль,
так как для образования одной молекулы водорода два иона водорода принимают два электрона: 2H+ + 2 ē = H2↑.
Из закона Фарадея следует
86161 с = 23,9 ч.
Содержание дисциплины «Общая химия»
Реакции ионного обмена. Произведение растворимости. Гидролиз. Амфотерность. Окислительно-восстановительные реакции. Степень окисления и валентность. Общие принципы составления уравнений окислительно-восстановительных реакций. Электрохимические процессы. Гальванические элементы и аккумуляторы. Стандартные электродные потенциалы. Ряд напряжений. Направление окислительно-восстановительных реакций и ЭДС. Электролиз. Закон Фарадея.