Пример решения 6.3

Из расплава соли металла, при использовании растворимого анода.

Из раствора соли металла, при использовании нерастворимого анода.

Из раствора соли металла, при использовании растворимого анода.

6.3.1. Пусть электролиз происходит в растворе Fe(NO₃)₂; I = 2 A; τ = 40 мин; BТ = 35 %; анод – растворимый из железа.

Чтобы определить наличие в растворе заряженных частиц, записываем уравнение диссоциации соли и уравнение реакции гидролиза:

Fe(NO₃)₂ = Fe²⁺ + 2(NO₃);

Fe(NO₃)₂ + 2H₂O = Fe(OH)₂ + 2HNO₃;

Fe²⁺ + 2H₂O = Fe(OH)₂ + 2H⁺, pH < 7.

На катоде происходит восстановление, т.е. принятие электронов. Так как электроны это отрицательно заряженные частицы, то из записанных выше реакций принять электроны могут Fe²⁺ и Н⁺.

На аноде происходит окисление, т.е. отдача электронов. Отдавать электроны могут частицы (NO₃), полярные молекулы Н₂О, а также сам материал анода – Fe. Бóльшей способностью к отдаче электронов обладает металл (Fe). Металлы являются восстановителями, так как в их кристаллической решетке содержится большое количество свободных электронов.

Исходя из рассмотренного, укажем молекулы и ионы, которые могут разряжаться на аноде и катоде. Следует при этом учитывать, что число принятых и отданных электронов должно быть одинаковым.

(–) Катод (+) Анод

← Fe²⁺ → H₂O

← H⁺ → (NO₃)

→ Fe⁰

Fe²⁺ + 2 = Fe⁰

2H⁺ + 2= H₂ 2Fe⁰ - 4= 2Fe²⁺.

6.3.2. Водный раствор Fe(NO₃)₂ (нерастворимый анод, например Pt).

Проанализируем, какие изменения произошли в системе. В вышеприведенном перечне элементов для катода и анода теперь отсутствует Fe⁰, а Pt как нерастворимый электрод только пропускает через себя электроны. Следовательно, катодные реакции сохраняются прежними, а на аноде конкурируют Н₂О и (NO₃). Для простейшего объяснения следует иметь в виду, что частица (NO₃)имеет более сложную структуру, чем Н₂О, поэтому на аноде электроны будет отдавать кислород воды. То же самое будет происходить, если в вашем варианте задания окажется не нитратная соль, а сульфат, например, FeSO₄, то в этом случае тоже разрядке подвергается Н₂О, а не (SO₄)^2-.

Если в предложенном варианте используются галогениды, то учитывая, что Н₂О по структуре сложнее, в анодной реакции отдавать электроны будут галогениды, например: 2Cl– 2→ Cl.

Записываем реакции на аноде и катоде для раствора Fe(NO₃)₂ с нерастворимым анодом:

(–) Катод (+) Анод (нерастворимый)

← Fe²⁺ → H₂O

← H⁺ → (NO₃)

Fe²⁺ + 2 = Fe⁰

2H⁺ + 2= H₂ 2H₂O - 4= O₂ + 4H⁺.

На катоде восстановление водорода возможно при малых значениях перенапряжения (η) на данном металле. При необходимости используются табличные данные.

6.3.3. Расплав Fe(NO₃)₂ (растворимый анод Fe⁰).

В расплаве происходит диссоциация:

Fe(NO₃)₂ = Fe²⁺ + 2(NO₃).

Ввиду отсутствия воды гидролиз не происходит и ионы Н⁺ не образуются.

(–) Катод (+) Анод

← Fe²⁺ → (NO₃)

→ Fe⁰

Fe²⁺ + 2→ Fe⁰ Fe⁰ - 2→ Fe²⁺.

Таким образом, при электролизе следует учитывать следующие закономерности:

а) на аноде происходит процесс окисления, поэтому в первую очередь должны реагировать более сильные восстановители – вещества, имеющие наиболее отрицательные значения потенциалов;

б) на катоде происходит процесс восстановления, поэтому в первую очередь должны реагировать более сильные окислители – вещества, имеющие наиболее положительные значения потенциалов.

Расчет массы Fe (m), выделившегося на катоде, проводим по формуле, отражающей закон Фарадея:

m (Fe) = α · I · τ · BТ,

α = ,

где α – электрохимический эквивалент вещества,

А – атомная масса металла;

z – его валентность;

F – число Фарадея (96500 Кл/моль);

I – сила тока,

τ – время электролиза в секундах;

ВТ – выход по току вещества,

ВТ = .

Тогда масса железа, выделившегося на катоде, рассчитывается следующим образом:

m (Fe) = = 0,486 г.

Таким образом, выделяется 0,486 г железа.

Таблица VI.1

Номер варианта	Схемы окислительно-восстановительных реакций
	MnSO4 + Na2SO4 + H2O + Cl2 MnO2 + NaCl + H2SO4
	HMnO4 + Pb(NO3)2 + H2O PbO2 + Mn(NO3)2 + HNO3
	MnSO4+Br2+К2SO4+K2SO4 + H2O KMnO4 + КBr + H2SO4
	K2SO4 + I2 + NO2 + H2O KI + HNO3 + H2SO4
	K2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O K2Cr2O7 + H2SO4 + SO2
	Al +K2Cr2O7 + H2SO4 Al2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
	KClO3 + FeSO4 + H2SO4 KCl + Fe2(SO4)3 + H2O
	K2Cr2O7 + KI + H2SO4 Cr2(SO4)3 + I2 + K2SO4 + H2O
	KMnO4 + HCl KCl + Cl2 + MnCl2 + H2O
	K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 Cr2(SO4)3 + S + K2SO4 + H2O
	FeCl2 + KMnO4 + HCl FeCl3 + MnCl2 + KCl + H2O
	K2Cr2O7 + H2SO4 + FeSO4K2SO4 + Cr2(SO4)3 + Fe2(SO4)3 + H2O
	Ti2(SO4)3+ KMnO4+ H2SO4Ti(SO4)2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
	FeSO4 + HNO3 + H2SO4 Fe2(SO4)3 +NO+ H2O
	NaNO2 + NaI + H2SO4 NO + I2 + Na2SO4 + H2O
	KI + KNO2 + H2SO4 I2 + K2SO4 + NO + H2O
	Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + NO + H2O
	K2Cr2O7 + HCl Cl2 + CrCl3 + KCl + H2O
	CuS + HNO3 S + NO + Cu(NO3)2 + H2O
	Mg + H2SO4 H2S + MgSO4 + H2O
	K2S + KMnO4 + H2SO4 S + MnSO4 + K2SO4 + H2O
	I2 + Cl2 + H2O HCl + HIO3
	KBr + K2Cr2O7 + HCl Br2 + CrCl3 + KCl + H2O
	Zn + KMnO4 + H2SO4 ZnSO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
	K2Cr2O7 + KI + H2SO4 Cr2(SO4)3 + I2 + K2SO4 + H2O
	MnO2 + HCl MnCl2 + Cl2 + 2H2O
	K2Cr2O7 + NaNO2 + H2SO4Cr2(SO4)3+NaNO3+H2O+K2SO4
	Ag + HNO3 AgNO3 + H2O + NO2
	PbS + HNO3 S + NO + Pb(NO3)2 + H2O
	NaNO2 + NaI + H2SO4 I2 + NO↑ + H2O

Таблица VI.2

Номер варианта	Металлы	Концентрация ионов металла, моль/л
	Cu,Ag	0,01
	Cu,Au	0,1
	Cu,Al	0,001
	Cu,Zn	0,01
	Cu,Ni	0,1
	Mg,Al	0,001
	Mg,Fe	0,01
	Mg,Zn	0,1
	Mg,Co	0,001
	Mg,Au	0,01
	Ni,Fe	0,1
	Ni,Co	0,001
	Ni,Al	0,01
	Ni,Sn	0,1
	Ni,Cd	0,001
	Fe,Co	0,01
	Fe,Al	0,1
	Fe,Pb	0,001
	Fe,Sn	0,01
	Fe,Au	0,1
	Co,Al	0,001
	Co,Au	0,01
	Al,Zn	0,1
	Sn,Mg	0,001
	Pb,Cu	0,01
	Mn,Al	0,1
	Mn,Cr	0,001
	Sb,Pd	0,01
	In,Sn	0,1
	In,Zn	0,001

Таблица VI.3

Номер варианта	Формула соли	I, A	t, мин	ВТ, % масс.
	CuCl2
	ZnSO4	2,5
	SnCl2	2,8
	Cr2(SO4)3	1,5
	MnCl2	3,5
	FeSO4	3,2
	ZnCl2	4,1
	CrCl3	3,6
	MnSO4	1,9
	NiSO4	4,2
	NiCl2	3,3
	CoCl2	1,4
	CoSO4	1,7
	Zn(NO3)2	1,9
	Co(NO3)2	1,8
	Fe(NO3)2	2,4
	CuBr2	2,7
	ZnI2	2,2
	CrBr3	3,4
	MnI2	4,0
	AgNO3	5,1
	FeI2	6,2
	MnCl2	3,6
	Cr(SO4)3	4,1
	Cu(NO3)2	2,7
	CdCl2	3,5
	Pb(NO3)2	2,4
	SbCl3	2,6
	PdSO4	4,0
	InCl3	1,8

Список литературы

1. Коровин Н.В. Общая химия. – М.: Высш. шк., 2000. – 558 с.

2. Фролов В.В. Химия. – М.: Высш. шк., 1986. – 541 с.

3. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. – М.: Высш. шк., 2001. – 743 с.

4. Романцева Л.М., Лещинская З.Л. Сборник задач и упражнений по общей химии. – М.: Высш. шк., 1991. – 288 с.

5. Контрольные задания по курсу химии /Амирханова Н.А., Попов В.И., Белоногов В.А. и др.

– Уфа: УГАТУ, 2000. – 52 с.

6. Лабораторные работы по химии /Под ред. Н.А. Амирхановой. – Уфа: УГАТУ, 1999. – 292 с.

7. Сборник задач по химии /Под ред. Н.А. Амирхановой. – Уфа: УГАТУ, 2002. – 112 с.

Дата добавления: 2014-10-23