В В Приседський, В М Виноградов, О І Волкова - Курс загальної хімії у прикладах - страница 47

Страницы:
1  2  3  4  5  6  7  8  9  10  11  12  13  14  15  16  17  18  19  20  21  22  23  24  25  26  27  28  29  30  31  32  33  34  35  36  37  38  39  40  41  42  43  44  45  46  47  48  49  50  51  52  53  54  55  56  57  58  59  60  61  62  63  64  65  66  67 

AgNO3 ---- ► Ag+ + NO-

розчин

_________ i i____________


(+) A (Ag)
            ►NO3

Н2ОУ цьому випадку на катоді перебігає той же процес. Анодне окиснення буде іншим. Оскільки потенціал срібного електроду нижчий, ніж у води (особливо з урахуванням великого перенапруження при анодному виділенні

кисню) і аніонів NO3- відбувається окиснення матеріалу анода

Ag - 1ё ® Ag+Контрольне питання. Складіть сумарне рівняння електролізу в останньому прикладі. Чи дійсно електроліз Ag2SO4 із срібним анодом зводиться до перенесення металу з анода на катод і що при цьому концентрація електроліту залишається незмінною?

Електроліз з розчинним анодом широко використовується в техніці для отримання чистих металів, для нанесення металевих покриттів, для очищення міді, нікелю, срібла і інших металів від домішок. Так, електрохімічний спосіб очищення (рафінування) «чорнової» міді проводять електролізом розчину солі Cu(II), використовуючи як розчинний анод чорнову мідь, а як катод - чисту мідь.

Метали домішок, що є активнішими за мідь, при напрузі електролізу, достатній для окиснення міді, разом з нею окиснюватимуться на аноді і переходитимуть у розчин

Cu - 2ё ® Cu2+ Me - пё ® Men+

де Me - металічна домішка в чорновій міді. Домішки благородних металів, наприклад, золота і срібла, не піддаються в цьому випадку анодному розчиненню, і в ході процесу осідають у анода, утворюючи анодний шлам, який періодично витягують з електролітичної ванни.

Катодному відновленню піддаються тільки іони Cu , які мають більше значення ОВ-потенціалу, ніж катіони домішок активніших металів

Cu2+ + 2ё ® Cu

В результаті цих процесів на мідному катоді осідає чиста мідь. Катіони металів домішок з меншим, ніж у міді, ОВ-потенціалом, накопичуються в розчині. У зв'язку з цим електроліт періодично міняють.

 

Кількісні закони електролізу

Кількісні співвідношення електролізу знаходять своє відображення в законах М.Фарадея, які можна сформулювати так:

а)     Маса речовини, що утворюється при електролізі, прямо
пропорційна кількості електрики, що пройшла через електроліт;

б)    При електролізі рівні кількості електрики приводять до
перетворення еквівалентних кількостей речовин.

За суттю, закони Фарадея є формулюванням закону еквівалентів для електролізу:   число   еквівалентів   речовини   А,   що   утворюється розкладається при електролізі, дорівнює числу еквівалентів пропущеної через електроліт електрики:

Пекв(А) = «екв(0

Еквівалентом електрики є елементарний заряд, що дорівнює заряду електрона або інших одноразово заряджених частинок. Звідси випливає, зокрема, що еквівалентом електрона є сам електрон. Оскільки заряд одного моля електронів є стала Фарадея F = 9,65-104 Кл/моль, то число моль еквівалентів електрики дорівнює

 

Q  I-t

«екв(0 =

F F

де Q = I-t - кількість електрики (заряд) Кл; I - ток, А; t - час пропускання струму, с.

Приклад 19.8. Касетний магнітофон споживає струм 150 мА. Знайдіть число моль еквівалентів електрики, яку повинне виробити його джерело живлення за одну годину.

Розв язання. Застосовуючи приведене вище співвідношення, отримуємо

 

(Q)       (-)   I-t   150-10-3 -3600   5 6 10

«екв(0 = «екв(-) = = —96500 =5,6 -10 моль.

Контрольні питання. Чому дорівнює еквівалент іона із зарядом z? Скільки моль еквівалентів речовини виділиться на електроді після пропускання через електролітичну комірку 96500 кулонів електрики?

Використовуючи відомі вирази числа моль еквівалентів через масу m або об'єм V (для газу) речовин, отримаємо наступний запис законів Фарадея:

m  = Q .      V = Q

M      F      V F

екв екв

 

де Мекв і      - відповідно молярна маса і об'єм еквів алента.

Приклад 19.9. Розрахуйте маси, а для газоподібних продуктів - і об'єми за н.у. речовин, які можна отримати електролізом водного розчину хлориду натрію з інертним анодом при струмі 4 А протягом 30 хв.NaCl           ► Na+ + Cl-

K (-) р озчин (+) A (графіт)
._______________________ i  i______________________ .

Na+ СГ Н2О Н2О

Натрій відноситься до групи металів, що мають значно нижчий ОВ-потенціал (q>Na+/Na= -2,71 В), ніж вода. Тому на катоді молекули води

відновлюються до водня. На аноді окиснюються безкисневі кислотні залишки - іони Хлора:

(К): 2Н2О + 2ё ® Н2 + 2ОН-(А): 2С1- - 2ё ® СІ2

і сумарно

2Н2О + 2Cl- ® Н2 + Cl2 + 2ОН-B молекулярному вигляді:

2NaCl + 2Н2О ® Н2 + Cl2 + 2NaOH

В результаті електролізу на катоді виділяється водень, на аноді - хлор, а в розчині у катода утворюється NaOH. (Слід відзначити, що електроліз розчинів хлоридів лужних металів широко застосовується в техніці для отримання найважливіших продуктів: Н2, Cl2 і лугів).

Використовуємо закон Фарадея для розрахунку чисел моль еквівалентів речовин, що утворюються при електролізі

 

,™   I-t   4 ■ 30 ■ 60 ппплг

пекв(А) = пекв(и) =              =                    = 0,0746 моль.

W                              F 96500

Для розрахунку мас або об'ємів продуктів електролізу використовуємо відомі співвідношення:

/лл     т(А)   •      , ,ч    V(А)

M   (А)    екв   '   VeKB (А) звідки

m(A) = Мекв(А)-Пекв(А) і V(A) = Кекв)-«екв(А)

Оскільки    Мекв(№ОН) = 40,0 г/моль,    Мекв(Н2)     =     1,00 г/моль, Мекв(С12) = 35,5 г/моль, отримуємоm(NaOH)= 40-0,0746 = 2,98 г;

m(H2) = 1,00-0,0746 = 0,0746 г;

m(C12) = 35,5-0,0746 = 2,65 г.

Оскільки для водня і хлора молярний об'єм еквівалентів однаковий і дорівнює (при н.у.) Уекв =11,2 л/моль, то

= Го(СЬ) = 11,2-0,0746 = 0,836 л.

 

Приклад 19.10. Розрахуйте, як зміниться маса цинку у водному розчині Zn(NO3)2 при електролізі: а) з графітовим анодом, б) з цинковим анодом, якщо електроліз проводиться протягом однієї години при струмі 20 А, причому вихід за струмом цинку на катоді складає 60%, а на аноді - 100%.

Розв'язання. а) На катоді в обох випадках відбувається відновлення як катіонів цинку, так і молекул води, оскільки вихід за струмом цинку менше

100%

(К): Zn2+ + 2ё ® Zn

2Н2О + 2ё ® Н2 + 2ОН-

Маса цинку mp(Zn) у розчині зменшиться за рахунок виділення його на катоді: Amp(Zn) = -Am^Zn).

Процес на аноді не пов'язаний зі зміною кількості цинку у розчині, оскільки в цьому випадку відбувається окиснення молекул води, а не

кисневмісних аніонів NO3-

(А): 2Н2О - 4ё ® 4Н+ + О2

Для визначення mp(Zn) розрахуємо спочатку число моль еквівалентів електрики, витраченої на електроліз:

 

   I-t   20 - 3600 ппЛГ

пекв(и) =            =                   = 0,746 моль

^     F 96500

 

З них на відновлення цинку витрачається 60%:

иЄкв (Q) = 0,746 - 0,60 = 0,448 моль.Стільки ж, згідно закону Фарадея, повинно відновитися еквівалентів цинку. Оскільки Мекв(7,п) = 65,4/2 = 32,7 г/моль, то зміна (зменшення) маси цинку в розчині складає

 

Amp(Zn) = -Am^Zn) = -32,7-0,448 = -14,6 г.

б) При електролізі з розчинним цинковим анодом відновні процеси на катоді залишаться такими ж. Анодний процес буде іншим - в цьому випадку окиснюється сам анод:

(А): Zn - 2ё ® Zn2+

В результаті цього процесу маса цинку в розчині збільшується. Оскільки вихід за струмом цинку на аноді дорівнює 100%, то вся витрачена на електроліз електрика витрачається на окиснення цинку. Отже, маса цинку, що переходить в розчин з анода, складає:

Am^Zn) = 32,7-0,746 = 24,4 г

Отже, в даному випадку розчин Zn(NO3)2 у електролітичній комірці поповнюється іонами Цинку за рахунок окиснення анода і збіднюється ними за рахунок відновлення катіонів Цинку на катоді. У результаті маса цинку в розчині зросте на

 

Amp (Zn) = Ama (Zn) - AmK (Zn) = 24,4 -4,6 = 9,8 г.

 

Приклад 19.11. При електролізі з інертним анодом розчину сульфату металу (+2), що проводився при струмі 5 А протягом години, на катоді виділилося 5,92 г металу. Який це метал? Розрахуйте масу сульфату, розкладеного при електролізі, і об'єм кисню, що виділився (н.у.).

Розв язання. Рівняння електродних реакцій, що перебігають при електролізі, мають вигляд

(К): Меи+ + пё ® Me

(А): 2Н2О - 4ё ® 4Н+ + О2

Використовуючи закон Фарадея, визначимо молярну масу еквівалента металу

m(Me)  = Q = I -1 М(Me) " F = ґл/гл   m(Me) F   5,92 96500 .ло

Мекв (Ме) = —              "— =                          = 31,8 г.

ек^                     I ■t                5 3600

Оскільки фактор еквівалентності для металу (+2) дорівнює 1/2, молярна маса його атомів

М(Ме) = 31,7-2 = 63,4 г/моль.

Ця величина атомної маси відповідає Купруму. Отже, електролізу піддавався розчин CuSO4.

Оскільки молярна маса еквівалента CuSO4 дорівнює:

/^с^л   M(CuSO4)   159,5   пппе .
M^CuSO^ = —у----------- — =        = 79,75 г/моль,

 

то маса сульфату, розкладеного при електролізі, складає

 

m(CuSO4) = M(CuSO4)-1 -t = 79,75-53600 = 14,9 г

4                       F 96500

Об'єм кисню (н.у.), що виділяється на інертному аноді, знаходимо за формулою

V(O2) = Кекв(O2)-1 -t = 5,6-5-3600 = 1,04 л.

2       F 96500

За кількістю речовин, що утворюються при електролізі, можна за допомогою законів Фарадея розрахувати кількість електрики, пропущеної через електроліт. На цій ідеї засновані кулонометри - прилади для вимірювання електричного заряду, що пройшов по електричному колу.

 

Страницы:
1  2  3  4  5  6  7  8  9  10  11  12  13  14  15  16  17  18  19  20  21  22  23  24  25  26  27  28  29  30  31  32  33  34  35  36  37  38  39  40  41  42  43  44  45  46  47  48  49  50  51  52  53  54  55  56  57  58  59  60  61  62  63  64  65  66  67 


Похожие статьи

В В Приседський, В М Виноградов, О І Волкова - Курс загальної хімії у прикладах