Электролиз нитрата золота 3 уравнение

Вычисление массы продуктов электролиза с использованием закона Фарадея

Электролиз раствора серной кислоты

Задача 39.
Вычислить массу газа, выделившегося на аноде при электролизе раствора серной кислоты, производившегося в течение 10 мин при силе тока 3 А.
Решение:
р-р H₂SO₄;
t = 10 мин = 600 с;
I = 3 A;
F = 96 500 Кл/моль
m (O₂) – ?
Электролиз раствора серый кислоты сводится к электролизу воды:

На электродах протекают следующие реакции:

Катод: 2|2Н + + 2 = Н₂↑
Анод: 1|2H₂O – 4 = O₂↑+ 4H +

После сокращения ионов водорода в левой и правой частях уравнения, получим:

Так как на аноде выделяется кислород:

2H₂O – 4 = O₂↑ + 4H + ;

m(O₂) = [M(O₂) . I . t]/(n . F) = (32 г/моль . 3 А . 600 с)/ (4 . 96500 A . c/моль) = 0,15 г.

Электролиз растворов солей нитрата серебра (I), сульфата меди (II) и хлорида золота (III)

Задача 40.
Через последовательно включенные в цепь постоянного тока растворы нитрата серебра (I), сульфата меди (II) и хлорида золота (III) пропускали ток силой в течение 20 мин. Рассчитайте массы металлов, осевших на катоде.
Решение:
р-ры AgNO₃; CuSO₄; AuCl₃
I = 2,5 A
t = 20 мин = 1200 с
F = 96500 Кл/моль
m (Ag) – ?
m (Cu) – ?
m (Au) – ?

1) Все металлы, катионами которых образованы данные соли, находятся в ряду активности металлов «после водорода», значит на катодах будет протекать реакция восстановления только металлов:

►Ag + + 1 = Ag 0 ; n = 1, M(Ag) = 108 г/моль;
►Cu 2+ + 2 = Cu 0 ; n = 2, M(Cu) = 64 г/моль;
►Au 3+ + 3 = Au 0 ; n = 3, M(Au) = 197 г/моль.

2) По формуле объединенного закона электролиза:

m (в-ва) = [M(в-ва) . I . t]/(n . F)

Вычисляем массы металлов, получим:

m(Ag) = (108 г/моль . 2,5 А . 1200 с)/ (1 . 96500 A . c/моль) = 3,358 = 3,36 г;
m(Cu) = (64 г/моль . 2,5 А . 1200 с)/ (2 . 96500 A . c/моль) = 0,995 = 1,00 г;
m(Au) = (197 г/моль . 2,5 А . 1200 с)/ (3 . 96500 A . c/моль) = 2,042 = 2,00 г;

Ответ: m(Cu) = 1 г, m(Ag) = 3,36 г, m(Au) = 2 г.

Электролиз

Электролиз

Химические реакции, сопровождающиеся переносом электронов (окислительно-восстановительные реакции) делятся на два типа: реакции, протекающие самопроизвольно и реакции, протекающие при прохождении тока через раствор или расплав электролита.

Раствор или расплав электролита помещают в специальную емкость — электролитическую ванну .

Электрический ток — это упорядоченное движение заряженных частиц — ионов, электронов и др. под действием внешнего электрического поля. Электрическое поле в растворе или расплаве электролита создают электроды .

Электроды — это, как правило, стержни из материала, проводящего электрический ток. Их помещают в раствор или расплав электролита, и подключают к электрической цепи с источником питания.

При этом отрицательно заряженный электрод катод — притягивает положительно заряженные ионы — катионы . Положительно заряженный электрод ( анод ) притягивает отрицательно заряженные частицы ( анионы ). Катод выступает в качестве восстановителя, а анод — в качестве окислителя.

Различают электролиз с активными и инертными электродами. Активные (растворимые) электроды подвергаются химическим превращениям в процессе электролиза. Обычно их изготавливают из меди, никеля и других металлов. Инертные (нерастворимые) электроды химическим превращениям не подвергаются. Их изготавливают из неактивных металлов, например, платины , или графита .

Электролиз растворов

Различают электролиз раствора или расплава химического вещества. В растворе присутствует дополнительное химическое вещество — вода, которая может принимать участие в окислительно-восстановительных реакциях.

Катодные процессы

В растворе солей катод притягивает катионы металлов. Катионы металлов могут выступать в качестве окислителей. Окислительные способности ионов металлов различаются. Для оценки окислительно-восстановительных способностей металлов применяют электро-химический ряд напряжений :

Каждый металл характеризуется значением электрохимического потен-циала. Чем меньше потенциал , тем больше восстановительные свойства металла и тем меньше окислительные свойства соответствующего иона этого металла. Разным ионам соответствуют разные значения этого потенциала. Электрохимический потенциал — относительная величина. Электрохимический потенциал водорода принят равным нулю.

Также около катода находятся молекулы воды Н₂О. В составе воды есть окислитель — ион H + .

При электролизе растворов солей на катоде наблюдаются следующие закономерности:

1. Если металл в соли — активный ( до Al 3+ включительно в ряду напряжений ), то вместо металла на катоде восстанавливается (разряжается) водород , т.к. потенциал водорода намного больше. Протекает процесс восстановления молекулярного водорода из воды, при этом образуются ионы OH — , среда возле катода — щелочная:

2H₂O +2ē → H₂ + 2OH —

Например , при электролизе раствора хлорида натрия на катоде будет вос-станавливаться только водород из воды.

2. Если металл в соли – средней активности (между Al 3+ и Н + ) , то на катоде восстанавливается (разряжается) и металл , и водород , так как потенциал таких металлов сравним с потенциалом водорода:

Me n+ + nē → Me 0

2 H + ₂O +2ē → H₂ 0 + 2OH —

Например , при электролизе раствора сульфата железа (II) на катоде будет восстанавливаться (разряжаться) и железо, и водород:

Fe 2+ + 2ē → Fe 0

2 H + ₂O +2ē → H₂ 0 + 2OH —

3. Если металл в соли — неактивный (после водорода в ряду стандартных электрохимических металлов) , то ион такого металла является более сильным окислителем, чем ион водорода, и на катоде восстанавливается только металл:

Me n+ + nē → Me 0

Например, при электролизе раствора сульфата меди (II) на катоде будет восстанавливаться медь:

Cu 2+ + 2ē → Cu 0

4. Если на катод попадают катионы водорода H + , то они и восстанавливаются до молекулярного водорода:

2H + + 2ē → H₂ 0

Анодные процессы

Положительно заряженный анод притягивает анионы и молекулы воды. Анод – окислитель. В качестве восстановителей выступаю либо анионы кислотных остаток, либо молекулы воды (за счет кислорода в степени окисления -2: H ₂ O -2 ).

При электролизе растворов солей на аноде наблюдаются следующие закономерности:

1. Если на анод попадает бескислородный кислотный остаток , то он окисляется до свободного состояния (до степени окисления 0):

неМе n- – nē = неМе 0

Например : при электролизе раствора хлорида натрия на аноде окисляют-ся хлорид-ионы:

2Cl — – 2ē = Cl₂ 0

Действительно, если вспомнить Периодический закон: при увеличении электроотрицательности неметалла его восстановительные свойства уменьшаются. А кислород – второй по величине электроотрицательности элемент. Таким образом, проще окислить практически любой неметалл, а не кислород. Правда, есть одно исключение . Наверное, вы уже догадались. Конечно же, это фтор. Ведь электроотрицательность фтора больше, чем у кислорода. Таким образом, при электролизе растворов фторидов окисляться будут именно молекулы воды, а не фторид-ионы :

2H₂ O -2 – 4ē → O₂ 0 + 4H +

2. Если на анод попадает кислородсодержащий кислотный остаток, либо фторид-ион , то окислению подвергается вода с выделением молекулярно-го кислорода:

2H₂ O -2 – 4ē → O₂ 0 + 4H +

3. Если на анод попадает гидроксид-ион, то он окисляется и происходит выделение молекулярного кислорода:

4 O -2 H – – 4ē → O₂ 0 + 2H₂O

4. При электролизе растворов солей карбоновых кислот окислению под-вергается атом углерода карбоксильной группы, выделяется углекислый газ и соответствующий алкан.

Например , при электролизе растворов ацетатов выделяется углекислый газ и этан:

2 CH₃ C +3 OO – –2ē → 2 C +4 O₂+ CH₃-CH₃

Суммарные процессы электролиза

Рассмотрим электролиз растворов различных солей.

Например , электролиз раствора сульфата меди. На катоде восстанавливаются ионы меди:

Катод (–): Cu 2+ + 2ē → Cu 0

На аноде окисляются молекулы воды:

Анод (+): 2H₂ O -2 – 4ē → O₂ + 4H +

Сульфат-ионы в процессе не участвуют. Мы их запишем в итоговом уравнении с ионами водорода в виде серной кислоты:

2 Cu 2+ SO₄ + 2H₂ O -2 → 2 Cu 0 + 2H₂SO₄ + O₂ 0

Электролиз раствора хлорида натрия выглядит так:

На катоде восстанавливается водород:

Катод (–): 2 H + ₂O +2ē → H₂ 0 + 2OH –

На аноде окисляются хлорид-ионы:

Анод (+): 2 Cl – – 2ē → Cl₂ 0

Ионы натрия в процессе электролиза не участвуют. Мы записываем их с гидроксид-анионами в суммарном уравнении электролиза раствора хлорида натрия :

2 H + ₂O +2Na Cl – → H₂ 0 + 2NaOH + Cl₂ 0

Следующий пример : электролиз водного раствора карбоната калия.

На катоде восстанавливается водород из воды:

Катод (–): 2 H + ₂O +2ē → H₂ 0 + 2OH –

На аноде окисляются молекулы воды до молекулярного кислорода:

Анод (+): 2H₂ O -2 – 4ē → O₂ 0 + 4H +

Таким образом, при электролизе раствора карбоната калия ионы калия и карбонат-ионы в процессе не участвуют. Происходит электролиз воды:

2 H₂ + O -2 → 2 H₂ 0 + O₂ 0

Еще один пример : электролиз водного раствора хлорида меди (II).

На катоде восстанавливается медь:

Катод (–): Cu 2+ + 2ē → Cu 0

На аноде окисляются хлорид-ионы до молекулярного хлора:

Анод (+): 2 Cl – – 2ē → Cl₂ 0

Таким образом, при электролизе раствора карбоната калия происходит электролиз воды:

Cu 2+ Cl₂ – → Cu 0 + Cl₂ 0

Еще несколько примеров: электролиз раствора гидроксида натрия.

На катоде восстанавливается водород из воды:

Катод (–): 2 H + ₂O +2ē → H₂ 0 + 2OH –

На аноде окисляются гидроксид-ионы до молекулярного кислорода:

Анод (+): 4 O -2 H – – 4ē → O₂ 0 + 2H₂O

Таким образом, при электролизе раствора гидроксида натрия происходит разложение воды, катионы натрия в процессе не участвуют:

2 H₂ + O -2 → 2 H₂ 0 + O₂ 0

Электролиз расплавов

При электролизе расплава на аноде окисляются анионы кислотных остатков, а на катоде восстанавливаются катионы металлов. Молекул воды в системе нет.

Например: электролиз расплава хлорида натрия. На катоде восстанавли-ваются катионы натрия:

Катод (–): Na + + ē → Na 0

На аноде окисляются анионы хлора:

Анод (+): 2 Cl – – 2ē → Cl₂ 0

Суммарное уравнение электролиза расплава хлорида натрия:

2 Na + Cl – → 2 Na 0 + Cl₂ 0

Еще один пример: электролиз расплава гидроксида натрия. На катоде восстанавливаются катионы натрия:

Катод (–): Na + + ē → Na 0

На аноде окисляются гидроксид-ионы:

Анод (+): 4 OH – – 4ē → O₂ 0 + 2H₂O

Суммарное уравнение электролиза расплава гидроксида натрия:

4 Na + OH – → 4 Na 0 + O₂ 0 + 2H₂O

Многие металлы получают в промышленности электролизом расплавов.

Например , алюминий получают электролизом раствора оксида алюминия в расплаве криолита. Криолит – Na₃[AlF₆] плавится при более низкой температуре (1100 о С), чем оксид алюминия (2050 о С). А оксид алюминия отлично растворяется в расплавленном криолите.

В растворе криолите оксид алюминия диссоциирует на ионы:

На катоде восстанавливаются катионы алюминия:

Катод (–): Al 3+ + 3ē → Al 0

На аноде окисляются алюминат-ионы:

Анод (+): 4Al O ₃ 3 – – 12ē → 2Al₂O₃ + 3 O₂ 0

Общее уравнение электролиза раствора оксида алюминия в расплаве криолита:

2 Al ₂ О ₃ = 4 Al 0 + 3 О ₂ 0

В промышленности при электролизе оксида алюминия в качестве электродов используют графитовые стержни. При этом электроды частично окисляются (сгорают) в выделяющемся кислороде:

C 0 + О₂ 0 = C +4 O₂ -2

Электролиз с растворимыми электродами

Если материал электродов выполнен из того же металла, который присут-ствует в растворе в виде соли, или из более активного металла, то на аноде разряжаются не молекулы воды или анионы, а окисляются частицы самого металла в составе электрода.

Например , рассмотрим электролиз раствора сульфата меди (II) с медными электродами.

На катоде разряжаются ионы меди из раствора:

Катод (–): Cu 2+ + 2ē → Cu 0

На аноде окисляются частицы меди из электрода :

Анод (+): Cu 0 – 2ē → Cu 2+

Электролиз. 11-й класс

Класс: 11

Цели:

Оборудование: таблицы “Растворимость кислот, солей, оснований в воде”, “Электрохимический ряд напряжений металлов”, “Электрохимическое производство”, ПК, проектор.

План урока

1. Организация урока.

Учитель: Ребята, мы с вами продолжим изучение химических реакций. Тема урока “Электролиз”.

Домашнее задание: параграф 19, вопросы 7-10, задача 15.37(Хомченко), задачи №2,3 (стр. 89), материалы ЕГЭ В-3.

II. Изучение новой темы.

Мы должны знать:

– какие реакции называются электролизом;

– какие вещества подвергаются электролизу;

– как происходит электролиз: а) расплавов, б) растворов различных электролитов;

Электролиз – окислительно-восстановительные реакции, протекающие на электродах, если через раствор или расплав электролита пропускают постоянный электрический ток.

1. Электролизу подвергаются расплавы и растворы электролитов.

2. При электролизе химическая реакция осуществляется за счет энергии электрического тока, подводимой извне.

3. Электролиз проводят в особых приборах – электролизерах. Основные процессы протекают на электродах – катодах и анодах.

Рассмотрим протекание электролиза на инертных электродах:

Электролиз расплавов хлорида натрия, йодида калия, получение алюминия (использование таблицы “Электрохимическое производство”):

на катоде (“-”) Na + + 1e —> Na 0

на катоде (“-”) K + + 1e > K 0

в) Современный способ получения алюминия изобрели американец Ч.Холл и француз П.Эру в 1886 году из раствора оксида алюминия в расплавленном криолите. В результате чего стоимость алюминия резко упала: если в 1854 году стоимость 1 кг алюминия составила 1200 рублей, т.е. в 270 раз дороже серебра, то в 1899 году – 1 рубль.

Металлы, расположенные в электрохимическом ряду напряжений левее марганца, получают из расплавов солей.

Алюминий получают из раствора оксида в расплавленном криолите.

2. Электролиз растворов солей имеет особенности, т. к. в реакции могут участвовать еще молекулы воды. При электролизе растворов солей с инертным электродом используют следующие правила (работа по таблице “Электрохимическое напряжение металлов”):

а) на катоде (“-”) восстанавливается вода и выделяется водород, если металл расположен левее марганца,

б) восстанавливается металл, если металл расположен правее водорода;

в) если металл находится между марганцем и водородом, то в зависимости среды реакции могут восстанавливаться металл и водород.

На аноде (“+”) происходит окисление:

выделяется кислород O₂

Протекает та реакция, которая требует наименьшую затрату энергии.

Электролизу подвергаются соли органических кислот по следующей схеме:

Выполнение задания 15.41. (по Хомченко)

на катоде (“-”) 2H +1 ₂O -2 + 2e —> H₂ + 2OH –

Металлы, расположенные левее марганца, можно получить из расплавов солей.

на катоде (“-”) Fe 2+ + 2e —> Fe 0 восстановление

Пример 1. Электролиз водного раствора хлорида бария на инертных электродах:

на катоде (“-”) 2H +1 ₂O -2 + 2e —> H₂ + 2OH –

на катоде восстанавливаются молекулы воды

Пример 2. Электролиз раствора гидроксида рубидия:

на катоде (“-”) 2H +1 ₂O -2 + 2e —> H₂ + 2OH –

2H₂O —> 2H₂ + O₂ , т.е. гидроксид рубидия RbOH не участвует.

Пример 3. Задача №4 (стр. 89 учебника):

При электролизе водного раствора нитрата серебра (I) выделилось 5,6 л газа. Сколько граммов металла отложилось на катоде?

Ответ: на катоде отложилось 108 г серебра.

Сообщения учащихся о применении электролиза.

1-й ученик: Электролитическое осаждение металлов из растворов солей на поверхность изделий – гальванотехника – появляется в первой половине 19 веке и она связана с именем русского ученого и инженера Б.С.Якоби. В 1838 году он получил тонкие металлические копии с предметов сложной формы. Этот способ был назван гальванопластикой и в наши дни нашел широкое применение в полиграфии и в монетном деле.

2-й ученик: Гальванотехника ученым была использована и в других целях: если в качестве катода использовать металлическую деталь или конструкцию, то они будут покрываться тонкой металлической пленкой. Этот способ нанесения покрытий, называемый гальваностегией, применяют для защиты железных и стальных изделий от коррозии. Оцинкование, хромирование, никелирование, лужение (оловом), меднение, золочение, серебрение, платинирование – это отдельные виды гальваностегии.

Учитель: Электролиз используют для очистки меди, никеля, свинца, серебра, золота (электролитическое рафинирование). Электролизом получают активные металлы отличающиеся высокой чистотой, активные неметаллы (хлор, фтор), сложные вещества, широко применяемые в химической промышленности (например, едкий натр, едкий калий, хлорат калия и др.). Получают электронные платы, служащие основой всех электронных изделий (чипы, микросхемы, сотовые телефоны, цифровые фотоаппараты, приборы для управления движением, приборы регулирующие отопление, компьютеры).

А как получают платы? На диэлектрик наклеивают тонкую медную пластину, особой краской наносят сложную картину соединяющих проводов. Пластинку помещают в электролит, где вытравливаются незакрытые краской участки медного слоя, потом краска смывается и на плате появляются детали микросхем.

3-й ученик: Для ремесленников и любителей гальванотехники исследователями были опубликованы многочисленные пособия и руководства. Первой книгой на татарском языке была “С?наиге галфания” К.Насыри. Она была издана в Императорском университете Казани в 1900 году. Татарские ювелиры с древних времен славились изготовлением прекрасных ювелирных изделий. Однако в их технологии использовались не только золото и серебро, но и другие металлы и сплавы с нанесением на них золотых и серебряных покрытий путем амальгамирования, т.е. нанесения на поверхность изделия растворенного в ртути золота или серебра, а пары ртути вредны для здоровья человека. Поэтому для татарских ремесленников книга К.Насыри была крайне необходима.

Учитель: Спасибо за интересные сообщения.

Самостоятельная работа на компьютере.

Установите соответствие между формулой вещества и продуктом, который образуется при электролизе водного раствора этого вещества: